À propos de cette page
Ce cours de chimie en troisième sur « Les réactions acido-basiques » suit le programme officiel de chimie de troisième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Acide, basique, neutre : l'échelle de pH, Les ions responsables : H⁺ et HO⁻, Mesurer le pH : indicateurs colorés et pH-mètre, Acide + métal : du dihydrogène et des ions. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de troisième à réussir en chimie.
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Acide, basique, neutre : l'échelle de pH
Le pH. Nombre sans unité, de 0 à 14, qui mesure l'acidité d'une solution aqueuse. pH < 7 : solution acide ; pH = 7 : neutre ; pH > 7 : basique. Plus le pH est petit, plus la solution est acide ; plus il est grand, plus elle est basique.
Une échelle qui compte par 10. Quand le pH baisse d'une unité, la quantité d'ions H+ est multipliée par 10. Une solution de pH 2 contient 1 000 fois plus d'ions H+ qu'une solution de pH 5. Passer de pH 7 à pH 6 n'est donc pas « un peu plus acide », c'est dix fois plus.
Diluer rapproche de 7. Ajouter de l'eau à un acide fait monter son pH (moins d'ions H+ par litre) ; diluer une base fait descendre son pH. Diluer 10 fois déplace le pH d'environ une unité, mais on ne dépasse jamais 7 : un acide dilué reste un acide, de plus en plus faible.
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Les ions responsables : H⁺ et HO⁻
Acide et base. Une solution est acide parce qu'elle contient des ions hydrogène H+ en excès (dans l'eau, ils sont portés par une molécule d'eau : H3O+, ion oxonium). Une solution est basique parce qu'elle contient des ions hydroxyde HO− en excès. Dans une solution neutre, il y en a autant des deux.
| Solution | Ions présents | pH courant |
|---|---|---|
| acide chlorhydrique | H+ + Cl− | 1 (concentré) à 3 (dilué) |
| acide sulfurique | 2 H+ + SO42− | ≈ 1 (batteries) |
| vinaigre (acide éthanoïque) | H+ + CH3COO− | 2,5 à 3 |
| soude (hydroxyde de sodium) | Na+ + HO− | 13 à 14 |
| eau de chaux (hydroxyde de calcium) | Ca2+ + 2 HO− | ≈ 12 |
| eau pure | très peu de H+ et de HO−, en quantités égales | 7 |
Ce que fait l'eau. Le gaz chlorure d'hydrogène HCl, dissous dans l'eau, se sépare en ions : HCl → H+ + Cl−. C'est l'ion H+ qui fait l'acidité ; l'ion chlorure n'y est pour rien (il est aussi dans le sel de table). De même, la soude NaOH se dissout en Na+ + HO−.
Ne pas confondre. « Contenir de l'hydrogène » ne rend pas acide : l'eau, le méthane, le sucre contiennent des H sans libérer d'ions H+. Et une solution acide reste électriquement neutre : les charges + des H+ sont compensées par des anions (Cl−, SO42−…).
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Mesurer le pH : indicateurs colorés et pH-mètre
| Moyen | Ce qu'il donne | Précision |
|---|---|---|
| indicateur coloré (BBT, phénolphtaléine, hélianthine, jus de chou rouge) | une couleur qui change dans une zone de pH | acide / neutre / basique |
| papier pH | une teinte à comparer à une échelle | à l'unité près |
| pH-mètre | une valeur numérique après étalonnage | au dixième |
Le bleu de bromothymol (BBT). Jaune si pH < 6, vert entre 6 et 7,6, bleu au-delà. Quelques gouttes suffisent ; il ne modifie pas la solution. C'est l'indicateur des neutralisations : le passage au vert signale le pH 7.
Lecture d'un pH-mètre. Rincer la sonde à l'eau distillée entre deux mesures, attendre que la valeur se stabilise, ne jamais laisser la sonde sécher. Le résultat dépend de la température : on indique « à 25 °C ».
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Acide + métal : du dihydrogène et des ions
On verse de l'acide chlorhydrique sur de la limaille de fer : effervescence, le fer disparaît peu à peu, la solution devient vert pâle et le tube chauffe.
| Observation | Test | Conclusion |
|---|---|---|
| bulles de gaz | allumette à l'ouverture du tube : détonation | dihydrogène H2 |
| solution vert pâle | quelques gouttes de soude : précipité vert | ions fer II Fe2+ |
| le fer disparaît | pesée | le métal est consommé |
| le pH monte | papier pH | les ions H+ sont consommés |
Équation. Seuls les ions H+ réagissent ; les ions chlorure sont spectateurs et ne s'écrivent pas. $$\mathrm{Fe} + 2\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{H_2}$$ Atomes : Fe 1 = 1, H 2 = 2 ; charges : +2 = +2. De même Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2 et 2 Al + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2.
Tous les métaux ne réagissent pas. Le cuivre, l'argent et l'or ne sont pas attaqués par l'acide chlorhydrique : ce sont des métaux « nobles ». C'est pourquoi on garde l'acide dans des récipients en verre ou en plastique, jamais en fer ou en zinc. Le dihydrogène formé est explosif : jamais de flamme à proximité d'une réaction acide-métal.
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Acide + calcaire : du dioxyde de carbone
Une goutte d'acide sur une pierre calcaire, une coquille d'œuf ou du tartre : effervescence immédiate. Le gaz trouble l'eau de chaux : c'est du dioxyde de carbone.
Équation. $$\mathrm{CaCO_3} + 2\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Ca^{2+}} + \mathrm{H_2O} + \mathrm{CO_2}$$ Ca 1 = 1 ; C 1 = 1 ; O 3 = 1 + 2 ; H 2 = 2 ; charges +2 = +2. Le calcaire est dissous : c'est le principe des détartrants (vinaigre, acide citrique, acide chlorhydrique dilué) et le test géologique de reconnaissance du calcaire.
Application. Le tartre des bouilloires et des robinets est du carbonate de calcium déposé par l'eau dure. Un acide faible comme le vinaigre suffit ; un acide fort attaque aussi les joints et les métaux. Les coraux, les coquillages et le marbre des statues subissent la même réaction sous l'effet des pluies acides ou de l'acidification des océans.
Un test qui « éteint » l'acide. Le calcaire consomme les ions H+ : c'est aussi une neutralisation. Épandre du calcaire broyé sur un sol ou un lac trop acide en fait remonter le pH (chaulage).
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Acide + base : la neutralisation
Neutralisation. Quand on mélange une solution acide et une solution basique, les ions H+ et HO− réagissent pour former de l'eau : $$\mathrm{H^+} + \mathrm{HO^-} \rightarrow \mathrm{H_2O}$$ La réaction est exothermique (le mélange chauffe). Les autres ions restent en solution et forment un sel si l'on évapore : acide chlorhydrique + soude → chlorure de sodium + eau.
Suivre une neutralisation au BBT. On verse peu à peu de la soude dans l'acide contenant du BBT : jaune (acide en excès) → vert à l'instant où tous les H+ ont été consommés (pH 7) → bleu dès qu'une goutte de base est en excès. Le volume versé au virage renseigne sur la quantité d'acide présente : deux fois plus d'acide demande deux fois plus de soude.
| Situation | pH final | BBT |
|---|---|---|
| acide en excès | < 7 | jaune |
| neutralisation exacte | 7 | vert |
| base en excès | > 7 | bleu |
Neutraliser au quotidien. Brûlures d'estomac : un antiacide au bicarbonate (NaHCO3 + H+ → Na+ + H2O + CO2) ou à l'hydroxyde de magnésium consomme l'excès d'acide chlorhydrique gastrique. Sol de jardin trop acide : chaux ou calcaire. Piqûre d'ortie (acide méthanoïque) : bicarbonate. Bassin de piscine trop basique : ajout d'un acide.
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Sécurité et produits du quotidien
| Produit | Nature | pH | Danger |
|---|---|---|---|
| détartrant, déboucheur acide | acide chlorhydrique ou sulfurique | 0 à 1 | corrosif, brûlures, vapeurs |
| déboucheur à la soude | hydroxyde de sodium | 14 | corrosif, très dangereux pour les yeux |
| eau de Javel | hypochlorite de sodium, basique | 12 | corrosif ; jamais avec un acide |
| vinaigre, jus de citron | acides faibles | 2 à 3 | sans danger dilués ; attaque l'émail des dents |
Le mélange interdit. Eau de Javel + détartrant (ou vinaigre) libère du dichlore, gaz toxique : NaClO + 2 HCl → NaCl + Cl2 + H2O. Chaque année, des accidents domestiques graves viennent de ce mélange « pour nettoyer plus fort ».
Règles. Lunettes et gants avec les acides et bases concentrés ; on verse toujours l'acide dans l'eau, jamais l'eau dans l'acide (échauffement violent, projections) ; en cas de contact, rincer abondamment à l'eau pendant 15 minutes ; pictogramme « corrosif » (main et surface rongées) à repérer sur l'étiquette ; ne jamais transvaser dans une bouteille alimentaire.
Le corps humain, un chimiste. Estomac à pH 1,5 (acide chlorhydrique) pour digérer et tuer les microbes ; sang maintenu à 7,4 par des systèmes tampons ; peau légèrement acide (5,5) qui freine les bactéries ; salive qui neutralise les acides des aliments, d'où l'intérêt de ne pas grignoter en continu.
En bref
- pH de 0 à 14 : acide < 7 < basique ; une unité de pH = un facteur 10 sur les ions H+. Diluer rapproche de 7 sans le dépasser.
- Acide = excès d'ions H+ (H3O+) ; base = excès d'ions HO−. HCl → H+ + Cl− ; NaOH → Na+ + HO−.
- BBT : jaune / vert / bleu ; phénolphtaléine : incolore / rose ; pH-mètre pour une valeur précise.
- Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2 (test : détonation ; soude → précipité vert). Cuivre, argent, or : pas de réaction.
- CaCO3 + 2 H+ → Ca2+ + H2O + CO2 (eau de chaux troublée) : détartrage, test du calcaire.
- Neutralisation : H+ + HO− → H2O, exothermique ; BBT vert à l'équivalence.
- Sécurité : lunettes, acide dans l'eau, jamais Javel + acide (dichlore), rincer 15 min.
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