Terminale spécialité · Physique-chimie · Constitution et transformations de la matière · Chapitre 1

Transformations acide-base

Fiche de cours4 min de lecturePar Robin RinguetMise à jour : octobre 2026

Télécharger la fiche (PDF)Exercices et contrôles

1Acide et base de Brönsted

Définition. Un acide de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène $\ce{H+}$ . Une base de Brönsted est une espèce chimique capable de capter un ion $\ce{H+}$ .

Remarque. L’ion $\ce{H+}$ est un simple proton : il ne peut pas exister seul en solution aqueuse. Il est toujours capté par une autre espèce, l’eau par exemple, qui devient l’ion oxonium $\ce{H3O+}$ . Un acide ne cède donc un ion $\ce{H+}$ que s’il est en présence d’une base.

2Couple acide-base et demi-équation

Définition. Un acide $\ce{AH}$ et la base $\ce{A-}$ qui en résulte par perte d’un ion $\ce{H+}$ forment un couple acide-base, noté $\ce{AH/A-}$ (acide en premier). $\ce{A-}$ est la base conjuguée de $\ce{AH}$ , et $\ce{AH}$ l’acide conjugué de $\ce{A-}$ .

Notation. La demi-équation acide-base du couple traduit ce passage :

$\ce{AH <=> A- + H+}$

C’est une écriture formelle : l’ion $\ce{H+}$ n’existe pas seul. L’acide et sa base conjuguée diffèrent d’un atome d’hydrogène et d’une unité de charge.

Définition. Une espèce amphotère est l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. Exemples : l’eau, l’ion hydrogénocarbonate $\ce{HCO3-}$ , les acides $\alpha$ -aminés.

FormulaireLes couples à connaître

Couples de l’eau : $\ce{H3O+/H2O}$ ( $\ce{H3O+ <=> H2O + H+}$ ) et $\ce{H2O/HO-}$ ( $\ce{H2O <=> HO- + H+}$ ). L’eau est donc amphotère.
Couples de l’acide carbonique : $\ce{CO2}$ , $\ce{H2O}$ / $\ce{HCO3-}$ ( $\ce{CO2}$ , $\ce{H2O}$ $\ce{<=> HCO3- + H+}$ ) et $\ce{HCO3^-/CO3^2-}$ ( $\ce{HCO3- <=> CO3^2- + H+}$ ). L’ion $\ce{HCO3-}$ est amphotère.
Acide carboxylique / ion carboxylate : $\ce{R-COOH/R-COO-}$ , par exemple $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$ (acide éthanoïque / ion éthanoate).
Ion ammonium / amine : $\ce{R-NH3+/R-NH2}$ , par exemple $\ce{CH3NH3+/CH3NH2}$ (ion méthylammonium / méthanamine) et $\ce{NH4+/NH3}$ (ion ammonium / ammoniac).

3Réaction acide-base

Définition. Une réaction acide-base est le transfert d’un ion $\ce{H+}$ de l’acide d’un couple $\ce{A1H/A1-}$ vers la base d’un autre couple $\ce{A2H/A2-}$ :

$\ce{A1H + A2- -> A1- + A2H}$

Méthode — écrire l’équation d’une réaction acide-base. identifier les deux couples ; écrire la demi-équation de l’acide dans le sens de la perte de $\ce{H+}$ et celle de la base dans le sens du gain ; additionner les deux : l’ion $\ce{H+}$ se simplifie et ne doit pas figurer dans l’équation finale. Vérifier la conservation des éléments et de la charge.

Remarque. La particule échangée est un ion $\ce{H+}$ . Si c’est un électron ( $\ce{Mg(s) + 2 H3O+ -> Mg^2+ + H2(g) + 2 H2O}$ ), la réaction est une oxydoréduction, pas une réaction acide-base.

4Schémas de Lewis et formules semi-développées

Propriété. Dans un schéma de Lewis, chaque atome respecte la règle du duet ( $\ce{H}$ ) ou de l’octet ( $\ce{C}$ , $\ce{N}$ , $\ce{O}$ ) en comptant ses doublets liants et non liants.

Acide carboxylique $\ce{R-COOH}$ : groupe carboxyle $\ce{-COOH}$ ; chacun des deux atomes d’oxygène porte deux doublets non liants.
Ion carboxylate $\ce{R-COO-}$ : la perte de $\ce{H+}$ laisse une charge négative sur un oxygène, qui compte alors trois doublets non liants.
Amine $\ce{R-NH2}$ : l’azote porte un doublet non liant, qui lui permet de capter un ion $\ce{H+}$ .
Ion ammonium $\ce{R-NH3+}$ : l’azote, chargé $+$ , forme quatre liaisons et n’a plus de doublet non liant : il ne peut plus capter d’ion $\ce{H+}$ .

Schéma : voir la version PDF de la fiche.

$\big\downarrow$ perte d’un ion $\ce{H+}$

Schéma : voir la version PDF de la fiche.

Figure 1 — Schémas de Lewis de l’acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ et de sa base conjuguée, l’ion éthanoate $\ce{CH3COO-}$ (formules semi-développées : $\ce{CH3-COOH}$ et $\ce{CH3-COO-}$ ).

5Savoir-faire du chapitre

Savoir-faire

Reconnaître un acide ou une base de Brönsted et écrire la demi-équation acide-base d’un couple ; donner l’espèce conjuguée d’une espèce donnée.
Identifier une espèce amphotère en écrivant les deux demi-équations correspondantes.
Identifier un transfert d’ion $\ce{H+}$ et écrire l’équation de la réaction acide-base (éléments et charge conservés).
Représenter le schéma de Lewis et la formule semi-développée d’un acide carboxylique, d’un ion carboxylate, d’une amine et d’un ion ammonium.
Exploiter quantitativement une réaction acide-base pour calculer une masse, un volume de gaz ou un volume de solution.

6Exemples types

Exempleéquation d’une réaction acide-base

L’acide éthanoïque réagit avec l’ammoniac. Couples : $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$ et $\ce{NH4+/NH3}$ . Demi-équations : $\ce{CH3COOH -> CH3COO- + H+}$ et $\ce{NH3 + H+ -> NH4+}$ . Somme :

$\ce{CH3COOH(aq) + NH3(aq) -> CH3COO-(aq) + NH4+(aq)}$

L’acide éthanoïque cède l’ion $\ce{H+}$ , l’ammoniac le capte.

Exempleespèce amphotère

L’ion $\ce{HCO3-}$ est l’acide du couple $\ce{HCO3^-/CO3^2-}$ ( $\ce{HCO3- <=> CO3^2- + H+}$ ) et la base du couple $\ce{CO2}$ , $\ce{H2O}$ / $\ce{HCO3-}$ ( $\ce{HCO3- + H+ <=> CO2 + H2O}$ ) : il est amphotère. Avec l’ion oxonium d’une solution acide : $\ce{HCO3-(aq) + H3O+(aq) -> CO2(g) + 2 H2O(l)}$ ; avec l’ion hydroxyde d’une solution d’hydroxyde de sodium : $\ce{HCO3-(aq) + HO-(aq) -> CO3^2-(aq) + H2O(l)}$ .

Exempleexploitation quantitative

On dissout $m={1{,}50\,\mathrm{g}}$ de tartre $\ce{CaCO3(s)}$ ( $M={100{,}1\,\mathrm{g}{\cdot}\mathrm{mol}^{-1}}$ ) avec de l’acide chlorhydrique de concentration $c={0{,}50\,\mathrm{mol}{\cdot}\mathrm{L}^{-1}}$ en ions $\ce{H3O+}$ : $\ce{CaCO3(s) + 2 H3O+(aq) -> Ca^2+(aq) + CO2(g) + 3 H2O(l)}$ . Ainsi $n=m/M={1{,}50\times10^{-2}\,\mathrm{mol}}$ , d’où $V(\ce{CO2})=n\,V_m={0{,}36\,\mathrm{L}}$ (avec $V_m={24{,}0\,\mathrm{L}{\cdot}\mathrm{mol}^{-1}}$ ) et $n(\ce{H3O+})=2n={3{,}00\times10^{-2}\,\mathrm{mol}}$ , soit un volume minimal $V=2n/c={60\,\mathrm{mL}}$ d’acide.

Pièges

Laisser l’ion $\ce{H+}$ dans l’équation d’une réaction : il n’apparaît que dans les demi-équations, jamais dans le bilan.
Oublier la conservation de la charge : $\ce{CH3COOH}$ et $\ce{CH3COO-}$ ne diffèrent pas seulement d’un atome d’hydrogène.
Écrire un couple dans le mauvais ordre : l’acide s’écrit toujours en premier ( $\ce{NH4+/NH3}$ , et non « $\ce{NH3}$ / $\ce{NH4+}$ »).
Appeler « réaction acide-base » toute effervescence : avec un métal, c’est un transfert d’électrons, donc une oxydoréduction.
Croire que l’ion ammonium $\ce{R-NH3+}$ peut encore capter un ion $\ce{H+}$ : son azote n’a plus de doublet non liant.

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Exercices, contrôles et sujets

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Exercices de base

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Les bases : acide et base de Brönsted, couples, demi-équations, équation d’une réaction acide-base

10 exercicesniveau Difficulté 1 sur 3durée conseillée : 1 h 30calculatrice autorisée

Acide, base, ou les deux ?Difficulté 1 sur 3
Demi-équations acide-baseDifficulté 1 sur 3
Retrouver l’espèce conjuguéeDifficulté 1 sur 3
Les deux couples de l’eauDifficulté 1 sur 3
Écrire l’équation d’une réaction acide-baseDifficulté 2 sur 3
Schémas de Lewis et formules semi-développéesDifficulté 2 sur 3
Détartrer une bouilloireDifficulté 2 sur 3
Une eau minérale gazeuseDifficulté 2 sur 3
Ammoniac et ion ammoniumDifficulté 1 sur 3
Y a-t-il transfert d’un ion $\ce{H+}$ ?Difficulté 2 sur 3

Exercices d'application

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Applications : antiacides, acidité des aliments, eaux de pluie et océans, amines volatiles, conservateurs

7 exercicesniveau Difficulté 2 sur 3durée conseillée : 2 hcalculatrice autorisée

Lait de magnésie contre acidité de l’estomacDifficulté 2 sur 3
L’acide lactique d’un yaourtDifficulté 2 sur 3
Pluie et pierre calcaireDifficulté 2 sur 3
L’acidification des océansDifficulté 2 sur 3
Vinaigre et bicarbonate : prévoir le volume de gazDifficulté 2 sur 3
Pourquoi mettre du citron sur le poisson ?Difficulté 2 sur 3
Un conservateur alimentaire : le benzoate de sodiumDifficulté 2 sur 3

Contrôle A

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Couples acide-base, demi-équations, transfert d’ion $\ce{H+}$ , espèces amphotères

Durée : 1 hcalculatrice autorisée4 exercices indépendantsbarème sur 20

Questions de cours5 ptsDifficulté 1 sur 3
Une coquille d’œuf dans le vinaigre6 ptsDifficulté 2 sur 3
L’acide butanoïque du beurre rance5 ptsDifficulté 2 sur 3
Une eau de source pétillante4 ptsDifficulté 2 sur 3

Contrôle B

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Transfert d’ion $\ce{H+}$ , amines et ions ammonium, acides $\alpha$ -aminés, espèces amphotères

Durée : 1 hcalculatrice autorisée4 exercices indépendantsbarème sur 20

Vrai ou faux ?4 ptsDifficulté 2 sur 3
Les fumées blanches de la salle de chimie6 ptsDifficulté 2 sur 3
La glycine, un acide $\alpha$ -aminé5 ptsDifficulté 3 sur 3
Un engrais azoté et le chaulage des sols5 ptsDifficulté 3 sur 3

Approfondissement

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Polyacides, spectroscopie IR, régulation de l’acidité du sang, problème ouvert

7 exercicesniveau Difficulté 3 sur 3durée conseillée : 2 hcalculatrice autorisée

L’acide phosphorique d’un sodaDifficulté 3 sur 3
Prouver un transfert d’ion $\ce{H+}$ par spectroscopie infrarougeDifficulté 3 sur 3
Le dioxyde de soufre et les pluies acidesDifficulté 3 sur 3
L’acidité du sang et la respirationDifficulté 3 sur 3
Problème ouvert : détartrer une cafetièreDifficulté 3 sur 3
L’ammoniac liquide, un solvant amphotèreDifficulté 3 sur 3
Deux transferts à ne pas confondreDifficulté 3 sur 3

Sujet type bac

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Deux exercices indépendants : une eau minérale et l’équilibre calco-carbonique, un sachet antiacide

Durée : 1 h 30calculatrice autorisée2 exercices indépendantsbarème sur 20

Une eau minérale et l’équilibre calco-carbonique12 ptsDifficulté 3 sur 3
Un sachet antiacide8 ptsDifficulté 3 sur 3