Résumé synthétique de la chimie des solutions acido-basiques

1. Vue d'ensemble

• Étude des réactions acido-basiques en solution aqueuse, notamment pour le calcul du pH.
• Classification des acides et bases en forts ou faibles, avec leurs constantes d’acidité (Ka) ou de basicité (Kb).
• Approche pour solutions simples, mélanges, tampons, et applications en dosage volumétrique.
• Importance : contrôle du pH, préparation de solutions tampons, dosages analytiques.
• Organisation : calculs de pH, solutions tampons, mélanges, titrages, indicateurs.

2. Concepts clés & Éléments essentiels

• pH = -log [H3O+], pOH = -log [OH-], relation pH + pOH = 14.
• Acides forts : dissociation totale, pH = -log C_acide.
• Bases fortes : dissociation totale, pH = 14 + log C_base.
• Acides faibles : pH = ½ pKa – ½ log C_acide faible, avec Ka < 10^-2.
• Bases faibles : pH = ½ (pKe + pKa + log C_base faible), avec Kb = Kw / Ka.
• Solutions simples : calcul de pH en négligeant autoprotolyse si pH < 6.5 (acides) ou > 7.5 (bases).
• Mélanges acide/acid, base/base, acide/base faibles : réaction d’équilibre, dissociation partielle.
• Solutions tampons : mélange d’un acide faible et sa base conjuguée, pH ≈ pKa.
• Domaine de validité des équations : 0.1 < nA-/nHA < 10.
• Indicateurs colorés : pKIn, zone de virage pH ≈ pKIn, changement de couleur.
• Titrages : réaction totale, point d’équivalence, courbes de titrage, dérivée pour détection précise.
• Méthodes : conductimétrie, pH-métrie, colorimétrie.

3. Points à Haut Rendement

• pH d’un acide fort : pH = -log C_acide.
• pH d’une base forte : pH = 14 + log C_base.
• pH d’un acide faible : pH ≈ ½ pKa – ½ log C_acide faible.
• pH d’une base faible : pH ≈ ½ (pKe + pKa + log C_base faible).
• Mélange de deux acides forts : [H3O+] = C1 + C2.
• Mélange acide faible + eau : pH ≈ pKa + log (base/acid).
• Solution tampon : pH ≈ pKa + log [A-]/[HA].
• Pouvoir tampon maximal : [HA] ≈ [A-], pH ≈ pKa.
• Calcul du pH en titrage : pour acide fort/base forte, pH = 14 + log (Vb - Ve)/ (Va + Vb).
• Point d’équivalence : pH ≠ 7 si acide faible ou base faible titrée par une base ou acide fort.
• Détection du point d’équivalence : courbe de pH, dérivée, tangentes parallèles.
• Indicateurs : choix basé sur pKa, zone de virage pH ≈ pKIn.
• Relations stœchiométriques en titrage : Ca Va = Cb Ve pour acide fort/base forte.
• Effet de la dilution : même profil de courbe, pH à l’équivalence ≈ 7 pour acides/bases forts.
• Propriétés des solutions tampons : résistance aux variations de pH, dépendance du pKa.

4. Tableau de synthèse

5. Mini-Schéma ASCII

Solution simple
 ├─ Acide fort
 │   └─ pH = -log C_acide
 ├─ Base forte
 │   └─ pH = 14 + log C_base
 ├─ Acide faible
 │   └─ pH ≈ ½ pKa – ½ log C
 └─ Base faible
     └─ pH ≈ ½ (pKe + pKa + log C)
Mélanges
 ├─ Acide fort + eau
 ├─ Acide faible + eau
 ├─ Deux acides faibles
 ├─ Deux bases fortes
 └─ Base faible + acide fort
Tampons
 ├─ pH ≈ pKa
 └─ Zone de ±1 unité autour de pKa
Titrages
 ├─ Acide fort / base forte
 ├─ Acide faible / base forte
 └─ Base faible / acide fort

6. Bullets de révision rapide

• pH acide fort : -log [H3O+], pH = -log C.
• pH base forte : 14 + log [OH-].
• Acide faible : pH ≈ ½ pKa – ½ log C.
• Base faible : pH ≈ ½ (pKe + pKa + log C).
• Solution tampon : pH ≈ pKa + log [A-]/[HA].
• Zone tampon : pH entre pKa – 1 et pKa + 1.
• Point d’équivalence : pH ≠ 7 si acide ou base faible.
• Détection point d’équivalence : dérivée, tangentes, courbe de titrage.
• Indicateur : choisi par pKIn proche du pH d’intérêt.
• Dissociation totale : Ka ou Kb très grands.
• Dissociation partielle : Ka ou Kb très petits.
• Effet de dilution : profil inchangé, pH ≈ 7 pour acides/bases forts.
• Applications : dosage, contrôle de pH, solutions tampons biologiques.