Fiche de révision : Équilibres acido-basiques en solution

📋 Plan du Cours

1. Acides, bases et couples conjugués
2. Constantes d’acidité et de basicité
3. Force des acides et des bases
4. Calcul du pH en solution aqueuse
5. Diagrammes de prédominance
6. Solutions tampons
7. Dosages acido-basiques

📖 1. Acides, bases et couples conjugués

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : J. Brønsted, 1923 — Espèce chimique capable de céder un proton H+ et qui possède donc au moins un hydrogène dans sa formule.
• Base de Brønsted : J. Brønsted, 1923 — Espèce chimique capable de capter un proton H+.

• Couple acide-base : Deux espèces qui se transforment l’une en l’autre par échange d’un proton H+ selon AH ⇌ A− + H+.
• Espèce amphotère : Peut jouer à la fois le rôle d’acide et celui de base.

💡 Astuce mémo

Acide = cède H+ ; base = capte H+.

📖 2. Constantes d’acidité et de basicité

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un couple AH/A−, la constante d’acidité vérifie $K_A=\frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$ et $pK_A=-\log(K_A)$.

📐 Formule — Pour un couple acide-base conjugué, les constantes vérifient $K_AK_B=K_e$.

📐 Formule — Le produit ionique de l’eau vérifie $K_e=[H_3O^+][HO^-]$, avec $K_e=10^{-14}$ et $pK_e=14$ à 25 °C.

Compléments

📐 Formule — Pour un couple AH/A−, la constante de basicité vérifie $K_B=\frac{[AH][HO^-]}{[A^-]}$ et $pK_B=-\log(K_B)$.

💡 Astuce mémo

Plus Ka augmente, plus pKa diminue, donc plus l’acide est fort.

📖 3. Force des acides et des bases

★ À maîtriser

📌 Plus un acide est fort, plus son pKa est petit et plus sa base conjuguée est faible.

• Un acide fort a généralement pKa ≤ 0, un couple faible vérifie 0 < pKa < 14, et une base forte correspond généralement à pKa ≥ 14 pour son acide conjugué.

Compléments

• Les acides forts cités sont:

  • HCl
  • HBr
  • HI
  • HNO3
  • HClO4
  • H3O+

• Les bases fortes citées sont:

  • NaOH
  • KOH
  • CsOH
  • LiOH
  • HO−

💡 Astuce mémo

pKa ≤ 0 : acide fort ; 0 < pKa < 14 : faible ; pKa ≥ 14 : base forte.

📖 4. Calcul du pH en solution aqueuse

★ À maîtriser

📐 Formule — Le pH d’une solution aqueuse est défini par $pH=-\log[H_3O^+]$.

📌 Une solution est acide si 0 < pH < 7, neutre si pH = 7 et basique si 7 < pH < 14.

📐 Formule — Pour un couple faible AH/A−, la relation de Henderson-Hasselbalch est $pH=pK_A+\log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)=pK_A+\log\left(\frac{n_f(A^-)}{n_f(AH)}\right)$.

Compléments

📐 Formule — Pour un acide fort de concentration c suffisamment supérieure à 10−6 mol.L−1, le pH vérifie $pH=-\log c$ si l’autoprotolyse de l’eau est négligeable.

📐 Formule — Pour une base forte de concentration c suffisamment supérieure à 10−6 mol.L−1, le pH vérifie $pH=14+\log c$ si l’autoprotolyse de l’eau est négligeable.

📐 Formule — Pour un acide faible suffisamment peu dissocié, le pH vérifie $pH=\frac12pK_A-\frac12\log c$.

📐 Formule — Pour une base faible suffisamment peu dissociée, le pH vérifie $pH=7+\frac12pK_A+\frac12\log c$.

💡 Astuce mémo

Milieu acide : H3O+ domine ; milieu basique : HO− domine.

📖 5. Diagrammes de prédominance

🔑 Notions clés & Définitions

• Zwitterion : Forme +NH3−CH(R)−COO−, qui est amphotère et possède une charge globale nulle.

📝 Points essentiels

📌 Dans un couple AH/A−, AH prédomine si pH < pKa, les deux formes sont équimolaires si pH = pKa, et A− prédomine si pH > pKa.

📐 Formule — Pour un ampholyte possédant deux pKa, le pH isoélectrique vérifie $pH_i=\frac12(pK_{A1}+pK_{A2})$.

💡 Astuce mémo

pH < pKa : AH ; pH = pKa : égalité ; pH > pKa : A−.

📖 6. Solutions tampons

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution tampon : Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée qui résiste à la dilution et aux petites additions d’acide fort ou de base forte.

★ À maîtriser

📌 Une solution tampon est obtenue lorsque le rapport des quantités de base conjuguée et d’acide faible vérifie 0,1 < nB/nA < 10.

📐 Formule — Le pH d’une solution tampon vérifie $pH=pK_A+\log\left(\frac{n_B}{n_A}\right)$ et se situe entre pKa − 1 et pKa + 1.

Compléments

• Le pouvoir tampon est proportionnel à la concentration totale c = (nA + nB)/V et il est maximal lorsque nA = nB, situation où pH = pKa.

• Les trois méthodes de préparation sont:

  • Dissolution directe du couple acide faible/base conjuguée
  • Réaction d’un acide faible en excès avec une base forte en défaut
  • Réaction d’une base faible en excès avec un acide fort en défaut

💡 Astuce mémo

Acide faible + base conjuguée → pH peu sensible à la dilution et aux petits ajouts.

📖 7. Dosages acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Dosage acido-basique : Détermine la concentration inconnue d’une solution titrée grâce à une solution titrante de concentration connue ajoutée jusqu’à l’équivalence.
• Équivalence : Les réactifs sont mélangés dans les proportions stœchiométriques et la réaction de dosage est considérée comme totale.

★ À maîtriser

• 🔄 Les étapes du dosage pH-métrique sont:
  1. Ajouter progressivement la solution titrante
  2. Mesurer le pH après chaque ajout
  3. Tracer pH = f(VBURETTE)
  4. Repérer le volume équivalent par la méthode des tangentes ou numériquement

📌 Lors du dosage d’un acide faible AH par une base forte HO−, le mélange est tampon avant l’équivalence, la base conjuguée A− domine à l’équivalence et HO− impose le pH après l’équivalence.

Compléments

📐 Formule — Pour le dosage d’un acide faible de concentration cA par une base forte de concentration cB, à l’équivalence le pH vérifie approximativement $pH=7+\frac12pK_A+\frac12\log c_A$.

💡 Astuce mémo

Avant équivalence : tampon ; équivalence : espèce faible ; après équivalence : réactif fort en excès.

📊 Tableaux de synthèse

Classement selon le pKa