Fiche de révision : Chimie des équilibres et acido-basicité

📋 Plan du Cours

1. Solutions et concentrations
2. Fractions molaires et activités
3. Réactions et équilibre chimique
4. Acides et bases en solution
5. Force des acides et des bases
6. Eau, pH et prédominance
7. Pouvoir tampon et acides aminés
8. Dosage acido-basique
9. Applications pharmaceutiques
10. Indicateurs colorés

📖 1. Solutions et concentrations

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Mélange homogène d’espèces chimiques différentes comprenant un solvant liquide en grande quantité et un ou plusieurs solutés dissous en petites quantités.
• Concentration molaire : Nombre de moles de soluté dissoutes dans un litre de solution.
• Concentration massique : Nombre de grammes de soluté dissous dans un litre de solution.
• Molalité : Nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant.

★ À maîtriser

📐 Formule - La concentration molaire vérifie $C = \frac{n}{V}$, avec C en mol·L-1, n en moles et V en litres.

Compléments

• Lors de la dissolution de NaCl solide, celui-ci se transforme en ions Na+ et Cl-.

• Les interactions fortes entre les molécules d’eau et le groupe OH du méthanol expliquent sa solubilité dans l’eau, contrairement à l’éthane qui y est insoluble.

📐 Formule - La concentration massique vérifie $C_m = \frac{m}{V} = C\,M$, où m est la masse de soluté, V le volume de solution, C la concentration molaire et M la masse molaire.

📖 2. Fractions molaires et activités

🔑 Notions clés & Définitions

• Fraction molaire : Rapport entre le nombre de moles ni de l’espèce i et le nombre total de moles nt du mélange.

★ À maîtriser

📐 Formule - La fraction molaire vérifie $X_i = \frac{n_i}{n_t}$, avec $n_t = \sum_i n_i$.

• L’activité du solvant en très grande quantité est assimilée à 1, et l’activité d’un soluté est égale à sa concentration rapportée à la concentration de référence C0, égale à 1 mol·L-1.

Compléments

• L’activité d’un gaz est égale à sa pression partielle divisée par la pression de référence P0, égale à 1 bar.

📐 Formule - Pour un gaz, l’activité vérifie $a_i = \frac{P_i}{P_0}$ et la pression partielle peut s’écrire $P_i = X_i P_t$.

• L’activité d’un liquide ou d’un solide est égale à sa fraction molaire dans sa phase; celle d’un solide pur vaut généralement 1.

📖 3. Réactions et équilibre chimique

★ À maîtriser

• Au cours d’une réaction chimique, les réactifs se transforment en produits et la masse totale initialement mise en présence est conservée dans l’état final.

📌 Une réaction totale ou quantitative se déroule dans un seul sens, tandis qu’une réaction partielle ou équilibrée se déroule simultanément dans les deux sens.

📐 Formule - Pour une réaction à l’équilibre, la constante vérifie $K = \prod_i a_i^{\nu_i}$, où ai est l’activité de l’espèce i à l’équilibre et νi son coefficient stœchiométrique algébrique.

• La constante K caractérise l’équilibre étudié et ne dépend que de la température.

Compléments

📌 Les charges électriques peuvent se déplacer d’un élément à un autre, mais elles ne peuvent être ni créées ni détruites au cours d’une réaction.

• La formation de l’iodure d’hydrogène s’écrit $\mathrm{H_2 + I_2 \rightarrow 2HI}$.

• Au-dessus de 570 °C, la réaction $\mathrm{Fe + Fe_3O_4 \rightarrow 4FeO}$ évolue toujours dans le sens de formation de FeO.

• La synthèse de l’ammoniac s’écrit $\mathrm{N_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)}$; le sens indirect correspond à la décomposition de NH3 en N2 et H2.

• Dans l’expression de la constante d’équilibre, les coefficients stœchiométriques des réactifs sont négatifs et ceux des produits sont positifs.

📖 4. Acides et bases en solution

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide d’Arrhenius : Selon Arrhenius, une substance qui s’ionise dans l’eau en libérant des protons hydratés H+(aq) et un anion.
• Acide de Brønsted-Lowry : Selon Brønsted-Lowry, une substance capable de céder un proton H+.
• Base de Brønsted-Lowry : Selon Brønsted-Lowry, une substance capable de capter un proton H+.
• Base d’Arrhenius : Selon Arrhenius, une substance qui s’ionise dans l’eau en libérant des ions hydroxyde OH- et un cation.

📝 Points essentiels

• Le proton n’existe pas à l’état libre en solution.

• H3O+ est appelé ion hydroxonium, hydronium ou oxonium.

• H2O est une espèce amphotère, ou ampholyte, car elle peut participer aux échanges de proton dans les deux sens.

• HSO4- est une espèce amphotère, et H2PO4- peut être formé par protonation de HPO42-.

💡 Astuce mémo

Arrhenius décrit les ions libérés dans l’eau ; Brønsted-Lowry décrit le transfert de proton.

📖 5. Force des acides et des bases

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrolyte fort : Soluté qui se dissocie complètement en ions dans l’eau.
• Électrolyte faible : Soluté qui ne se dissocie pas complètement en ions dans l’eau.

★ À maîtriser

📌 Un acide fort s’ionise totalement dans l’eau, tandis qu’un acide faible ne s’ionise que partiellement.

📌 Une base forte s’ionise totalement dans l’eau, tandis qu’une base faible ne s’ionise que partiellement.

📐 Formule - Pour le couple HA/A-, la constante de dissociation acide vérifie $K_a = \frac{a_{H_3O^+}a_{A^-}}{a_{HA}}$.

📐 Formule - Pour des espèces aqueuses, $K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$ et $pK_a = -\log_{10}(K_a)$.

Compléments

• HCl est donné comme exemple d’acide fort, CH3COOH d’acide faible, NaOH de base forte et NH3 de base faible.

📖 6. Eau, pH et prédominance

★ À maîtriser

📐 Formule - La dissociation de l’eau vérifie $K_e = [H_3O^+][OH^-]$.

📌 Dans l’eau, un acide est dit fort si le pKa de son couple est négatif et faible si ce pKa est positif; une base est dite forte si le pKa de son couple est supérieur à 14 et faible s’il est inférieur à 14.

📐 Formule - Pour le couple HA/A-, l’équation de Henderson-Hasselbalch s’écrit $pH = pK_a + \log\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)$.

Compléments

• Le produit ionique de l’eau Ke vaut 1,0 × 10-14 à 25 °C, 5,6 × 10-14 à 50 °C et environ 5,1 × 10-13 à 100 °C.

• Une solution neutre a un pH proche de 7, dans l’intervalle 6 < pH < 8.

• À pH = pKa, les concentrations de HA et A- sont égales; à pH = pKa - 1, [HA] est dix fois [A-], et à pH = pKa + 1, [A-] est dix fois [HA].

📖 7. Pouvoir tampon et acides aminés

🔑 Notions clés & Définitions

• Pouvoir tampon : Faible variation, voire variation négligeable, du pH d’un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée après dilution ou ajout d’un acide fort ou d’une base forte, sous certaines conditions de concentrations.

★ À maîtriser

• La liaison peptidique résulte de la liaison covalente entre le groupe carboxyle d’un acide aminé et le groupe amine d’un autre, avec perte d’une molécule d’eau.

Compléments

• Un acide aminé possède une structure générale représentée par +NH3-CHR-COOH dans le document, et ses formes ionisées évoluent avec le pH.

• La forme zwitterionique d’un acide aminé est représentée par +NH3-CHR-COO-.

• Pour le peptide valyl-aspartyl-lysyl-leucyl-sérine, le pHi indiqué est calculé par (3,86 + 9,72)/2 = 6,8.

• Pour le peptide histidyl-phénylalanyl-alanyl-arginine, le pHi indiqué est calculé par (9,17 + 12,48)/2 = 10,8.

📖 8. Dosage acido-basique

🔑 Notions clés & Définitions

• Dosage : Déterminer la concentration d’une espèce.
• Titrage : Dosage dans lequel l’espèce à doser réagit avec un autre réactif selon une transformation chimique, ce qui constitue un dosage destructif.
• Solution titrante : Solution B introduite pour réagir avec la solution à titrer A.

📝 Points essentiels

📌 Lors d’un titrage, la réaction doit être totale et rapide, et l’équivalence correspond au point où toute l’espèce à doser a réagi avec le réactif introduit.

💡 Astuce mémo

Titrant ajouté → réaction totale et rapide → équivalence.

📖 9. Applications pharmaceutiques

📝 Points essentiels

• Les exemples de médicaments antiacides cités sont :

  • le phosphate d’aluminium
  • l’hydroxyde d’aluminium
  • l’hydroxyde de magnésium (Maalox)

• Le délitement d’un comprimé effervescent est assuré par le dégagement de dioxyde de carbone produit par l’action d’un acide organique sur un sel de carbonate.

📖 10. Indicateurs colorés

📝 Points essentiels

• Les domaines de virage indiqués sont : violet de méthyle, pH 0–1,6 ; bleu de thymol, 1,2–2,8 ; jaune de méthyle, 2,9–4 ; hélianthine, 3,1–4,4 ; vert de bromocrésol, 3,8–5,4 ; rouge de méthyle, 4,2–6,2 ; bleu de bromothymol, 4,8–6,4 ; rouge de phénol, 6–7,6 ; phénolphtaléine, 8–9,8 ; thymolphtaléine, 9,3–10,5 ; jaune d’alizarine, 10,1–12.