Chimie · Sujet officiel n°17 · Session 2027

Acidité

Partie 1 : Terminale spéPartie 2 : PCSI/PCPremiumMise à jour 2026-07-12

Prérequis : couple acide/base de Brønsted, autoprotolyse de l'eau et produit ionique \(K_e\), définition du pH, quantité de matière, concentration et tableau d'avancement (Terminale spé) ; constante d'équilibre standard et quotient de réaction \(Q\), logarithme décimal, diagramme de prédominance (PCSI) ; méthode de la réaction prépondérante, dérivation numérique d'une courbe expérimentale (PC). Matériel : pH-mètre à électrode de verre combinée (étalonné à deux tampons), conductimètre, burette graduée classe A 25 mL, pipettes jaugées, agitateur magnétique ; solutions d'acide chlorhydrique et d'acide éthanoïque de même concentration ; hélianthine, bleu de bromothymol, phénolphtaléine ; ordinateur (simulations PhET « Acid-Base Solutions » et « pH Scale »). Pour la Partie 2 : soude étalonnée \(\approx 3{,}0\times 10^{-2}~\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\), soda au cola dégazé (source d'acide phosphorique) ou acide oxalique, acquisition informatisée (Python ou Regressi).

Plan de leçon

  • Introduction : l'acidité du quotidien (vinaigre, estomac, océans, sang) ; casser d'emblée la confusion « acide fort = acide concentré » ; poser le cadre de Brønsted.
  • I. Qu'est-ce qu'un acide ? Force, \(K_a\), \(\text{p}K_a\), prédominance (Terminale spé) : couple acide/base, \(K_a\) et \(\text{p}K_a\), échelle de force, diagramme de prédominance, indicateurs colorés ; manip 1 (comparaison fort/faible à concentration égale + lecture de \(\text{p}K_a\)).
  • II. Décrire quantitativement : distribution et réaction prépondérante (PCSI) : diagramme de distribution \(\alpha_i(\text{pH})\), méthode de la réaction prépondérante, calcul de pH ; illustration Python.
  • III. Polyacides et mélanges : diacide vs mélange de monoacides (PC) : deux équilibres couplés contre deux bilans indépendants, \(V_{eq,2}=2V_{eq,1}\), point amphotère ; manip 2 (acide phosphorique du cola, dérivées, distribution superposée, contraste avec l'acide citrique).
  • Conclusion et ouverture : pouvoir tampon, tampon du sang, acidité de Lewis, ponts vers les sujets connexes.

Introduction

L'acidité est partout : le vinaigre à \(\text{pH}\approx 3\), le suc gastrique à \(\text{pH}\approx 1{,}5\) (acide chlorhydrique), les pluies acides, l'acidification des océans qui menace les coquilles calcaires, et à l'opposé le sang, maintenu à \(\text{pH}=7{,}40\) à \(\pm 0{,}05\) près sous peine d'accident vital. Derrière ce mot familier se cache une question précise que cette leçon veut clarifier : qu'est-ce qui rend une solution acide, et comment le mesure-t-on ?

La difficulté centrale, et l'erreur la plus tenace des élèves comme des candidats, est de confondre deux choses indépendantes : la force d'un acide (son aptitude à céder un proton) et sa concentration (la quantité d'acide dissous). On peut avoir un acide fort très dilué, peu acide, et un acide faible très concentré, plus acide que le premier. Toute la leçon consiste à construire les bons outils — \(K_a\), \(\text{p}K_a\), diagrammes de prédominance et de distribution — pour parler de l'acidité sans se payer de mots, du becher de Terminale jusqu'au titrage informatisé de CPGE.

I. Qu'est-ce qu'un acide ? Force, \(K_a\), \(\text{p}K_a\), prédominance Terminale spé

Acide et base de Brønsted. Un acide est une espèce capable de céder un proton \(\ce{H+}\) ; une base, de le capter. À tout acide \(\ce{AH}\) correspond une base conjuguée \(\ce{A^-}\), formant le couple \(\ce{AH}/\ce{A^-}\). Dans l'eau, l'acide réagit avec le solvant :
\[ \ce{AH + H2O <=> A^- + H3O+} \]

Le proton n'existe jamais « libre » en solution : il est immédiatement solvaté sous forme d'ion oxonium \(\ce{H3O+}\) (voire \(\ce{H9O4+}\)). Écrire « \(\ce{H+}\) libre » est une commodité de notation, pas une réalité physique : le rappeler évite une vision substantialiste erronée.

Autoprotolyse de l'eau et pH. L'eau est elle-même un couple acide/base (amphotère) : \(\ce{2 H2O <=> H3O+ + HO^-}\), de constante le produit ionique \(K_e = \dfrac{[\ce{H3O+}]\,[\ce{HO^-}]}{(c^\circ)^2} = 10^{-14}\) à \(25~^\circ\text{C}\) (les concentrations étant rapportées à \(c^\circ = 1~\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\), \(K_e\) est sans dimension). Le pH mesure l'activité de l'ion oxonium : \(\text{pH} = -\log a_{\ce{H3O+}} \approx -\log\!\big([\ce{H3O+}]/c^\circ\big)\), avec \(c^\circ = 1~\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\). Une solution est acide si \(\text{pH}<7\), basique si \(\text{pH}>7\) (à \(25~^\circ\text{C}\)).

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