Fiche de révision : Acide-base et mesure du pH

📋 Plan du Cours

1. Théorie acide-base de Brønsted
2. Couples acide-base usuels
3. Réactions entre couples acide-base
4. Définition et calcul du pH
5. Mesure expérimentale du pH
6. Caractère acide ou basique

📖 1. Théorie acide-base de Brønsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Espèce chimique capable de céder un ion H+, c’est-à-dire un proton.
• Base de Brønsted : Espèce chimique capable de capter un ion H+.
• Couple acide-base : Associe un acide et sa base conjuguée et se note Acide/Base, souvent AH/A−.

📝 Points essentiels

📐 Formule — La demi-équation d’un couple acide-base s’écrit $AH = A^- + H^+$.

💡 Astuce mémo

Acide = donne H+ ; base = capte H+

📖 2. Couples acide-base usuels

🔑 Notions clés & Définitions

• Espèce amphotère : Possède simultanément les propriétés d’une base et d’un acide et peut donc donner ou accepter H+.

★ À maîtriser

• Le couple du chlorure d’hydrogène est HCl/Cl−, avec la demi-équation $HCl = Cl^- + H^+$.

• Le couple de l’acide éthanoïque est CH3COOH/CH3COO−, avec la demi-équation $CH_3COOH = CH_3COO^- + H^+$.

• Les deux couples de l’eau sont H3O+/H2O, de demi-équation $H_3O^+ = H_2O + H^+$, et H2O/HO−, de demi-équation $H_2O = HO^- + H^+$.

Compléments

• Les couples de l’acide carbonique sont CO2,H2O/HCO3− et HCO3−/CO3^2−, et l’ion hydrogénocarbonate HCO3− est amphotère.

• Le couple de l’ion ammonium est NH4+/NH3, avec la demi-équation $NH_4^+ = NH_3 + H^+$.

💡 Astuce mémo

Un couple se sépare en acide donneur et base conjuguée après le départ de H+

📖 3. Réactions entre couples acide-base

📝 Points essentiels

📌 Une réaction acide-base nécessite deux couples acide-base et met en réaction l’acide du premier couple avec la base du second pour former la base du premier et l’acide du second.

• La réaction du chlorure d’hydrogène avec l’eau est $HCl + H_2O = H_3O^+ + Cl^-$, à partir des couples HCl/Cl− et H3O+/H2O.

• 🔄 Pour établir une réaction acide-base:

  1. Identifier les deux couples
  2. Écrire leurs demi-équations
  3. Choisir l’acide et la base qui réagissent
  4. Additionner les demi-équations en simplifiant H+

💡 Astuce mémo

Acide 1 + base 2 → base 1 + acide 2

📖 4. Définition et calcul du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Grandeur sans unité liée à sa concentration en ions oxonium H3O+ et donnée par $pH = -\log\left(\frac{[H_3O^+]}{c^0}\right)$, avec c0 = 1 mol·L−1.

★ À maîtriser

📐 Formule — La concentration en ions oxonium se déduit du pH par la relation $[H_3O^+] = c^0 \times 10^{-pH}$, souvent utilisée sous la forme $[H_3O^+] = 10^{-pH}$.

Compléments

• Pour une concentration en ions oxonium de 3,5×10−2 mol·L−1, le pH se calcule avec $pH = -\log([H_3O^+])$.

💡 Astuce mémo

Plus [H3O+] augmente → plus le pH diminue

📖 5. Mesure expérimentale du pH

★ À maîtriser

📌 Un indicateur coloré ou un papier pH fournit une évaluation du pH, tandis qu’un pH-mètre permet sa mesure.

📌 Un pH-mètre doit être étalonné comme tout instrument de mesure et sa précision est d’environ 0,05 unité pH.

• Pour une lecture de pH = 2,66 ± 0,05, la concentration en ions oxonium est comprise entre 1,95×10−3 et 2,45×10−3 mol·L−1.

Compléments

📌 La concentration en ions oxonium calculée à partir d’une mesure de pH est donnée avec deux chiffres significatifs.

💡 Astuce mémo

Indicateur et papier évaluent ; le pH-mètre mesure

📖 6. Caractère acide ou basique

📝 Points essentiels

• Une solution est acide si son pH est inférieur à 7 et si [H3O+] est supérieure à 10−7 mol·L−1.

• Une solution est neutre si son pH est égal à 7 et si [H3O+] est égale à 10−7 mol·L−1.

• Une solution est basique si son pH est supérieur à 7 et si [H3O+] est inférieure à 10−7 mol·L−1.

💡 Astuce mémo

pH < 7 acide ; pH = 7 neutre ; pH > 7 basique

📊 Tableaux de synthèse

Correspondance entre pH et caractère de la solution