Fiche de révision : Chapitre 2

📋 Plan du Cours

1. Théorie de Brønsted
2. Théorie de Lewis
3. Échange protonique et solvant
4. Eau amphotère et autodissociation
5. Force des acides et des bases
6. Réactions et ampholytes

📖 1. Théorie de Brønsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Espèce susceptible de libérer un proton H⁺.
• Base de Brønsted : Espèce susceptible de capter un proton H⁺.
• Couple acide-base : Dans un couple acide-base, l’acide et sa base conjuguée diffèrent par un proton H⁺, comme dans les couples HCl/Cl⁻, NH₄⁺/NH₃ et CH₃COOH/CH₃COO⁻.

💡 Astuce mémo

Acide = donne H⁺ ; base = capte H⁺

📖 2. Théorie de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Lewis : Espèce susceptible de capter un doublet d’électrons.
• Base de Lewis : Espèce susceptible de céder un doublet d’électrons.

💡 Astuce mémo

Acide capte le doublet ; base le cède

📖 3. Échange protonique et solvant

🔑 Notions clés & Définitions

• Base du couple H₃O⁺/H₂O : Dans le couple H₃O⁺/H₂O, H₂O est la base car elle fixe le proton H⁺ pour former H₃O⁺.

📝 Points essentiels

• Une réaction acide-base est un échange de proton entre un donneur de proton AH et un accepteur de proton B.

• Dans l’eau, la réaction AH + H₂O donne A⁻ + H₃O⁺ et se décompose en la dissociation de AH en A⁻ et H⁺, puis en la fixation de H⁺ par H₂O pour former H₃O⁺.

💡 Astuce mémo

AH donne H⁺, puis H₂O fixe H⁺

📖 4. Eau amphotère et autodissociation

🔑 Notions clés & Définitions

• Ampholyte : Espèce qui peut intervenir comme acide dans un couple et comme base dans un autre couple.

📝 Points essentiels

• L’autodissociation de l’eau est une réaction acido-basique dans laquelle deux molécules d’eau forment H₃O⁺ et HO⁻.

• Le produit ionique de l’eau vaut $K_e = 10^{-14}$.

💡 Astuce mémo

L’eau peut donner ou capter H⁺ → elle est amphotère

📖 5. Force des acides et des bases

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide fort : Espèce dont la réaction avec l’eau est totale et qui cède tous ses protons en solution aqueuse.
• Base forte : Espèce dont la réaction avec l’eau est totale et qui est totalement transformée en ions HO⁻ dans l’eau.
• Acide faible : Espèce dont la réaction avec l’eau est partielle et qui se dissocie partiellement en base conjuguée.

★ À maîtriser

📌 Plus Kₐ est grand et plus le pKₐ est faible, plus l’acide est fort ; inversement, un pKₐ élevé correspond à un acide plus faible.

📌 Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible, et inversement.

Compléments

• La constante d’acidité Kₐ caractérise un couple AH/A⁻ et permet d’évaluer la force de l’acide.

💡 Astuce mémo

Acide fort → base conjuguée faible ; acide faible → base conjuguée forte

📖 6. Réactions et ampholytes

🔑 Notions clés & Définitions

• Ampholyte : Un ampholyte intervient comme acide dans un couple et comme base dans un autre, ce qui lui permet de céder ou de capter un proton.

★ À maîtriser

• La réaction entre NH₃ et H₃O⁺ s’écrit NH₃ + H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O et correspond à la réaction de la base la plus forte avec l’acide le plus fort parmi les espèces considérées.

📌 Pour prévoir le sens d’une réaction acide-base, on associe l’acide le plus fort à la base la plus forte ; la réaction ainsi orientée est généralement favorisée et peut être totale si sa constante d’équilibre est suffisamment grande.

Compléments

• Dans l’eau, HCl est totalement dissocié en H₃O⁺ et Cl⁻ et HCl n’existe pas sous forme moléculaire en solution aqueuse.

💡 Astuce mémo

L’acide le plus fort réagit avec la base la plus forte

📊 Tableaux de synthèse

Théories acide-base