Fiche de révision : Équilibres acido-basiques en solution

📋 Plan du Cours

1. Solutions et électrolytes aqueux
2. Définitions des acides et bases
3. Couples et réactions acido-basiques
4. Équilibre ionique de l’eau
5. Constantes d’acidité et de basicité
6. pH et domaines de prédominance
7. Calcul du pH des acides
8. Calcul du pH des bases
9. Mélanges et solutions tampons
10. Neutralisations et équivalence
11. Sels et origine acido-basique
12. Dosage et indicateurs colorés

📖 1. Solutions et électrolytes aqueux

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Phase contenant plus d’un constituant.
• Solution aqueuse : Solution liquide dont le solvant est l’eau.
• Électrolyte : Espèce chimique qui se dissocie en ions en solution.

★ À maîtriser

📌 Dans une solution, le constituant majoritaire est le solvant et le constituant minoritaire est le soluté.

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

Compléments

📌 Un électrolyte aqueux se dissocie en ions dans l’eau ; le sucre n’en est pas un, tandis que le sel NaCl en est un.

💡 Astuce mémo

Le solvant domine ; le soluté est minoritaire.

📖 2. Définitions des acides et bases

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide d’Arrhénius : Selon Arrhénius (1875), un acide est une espèce capable de libérer un proton H⁺.
• Base d’Arrhénius : Selon Arrhénius (1875), une base est une espèce capable de libérer un ion hydroxyde HO⁻.
• Acide de Lewis : Selon Lewis (1923), un acide est une espèce capable de recevoir un doublet électronique.
• Base de Lewis : Selon Lewis (1923), une base est une espèce capable de donner un doublet électronique.
• Acide de Brønsted : Selon Brønsted (1923), un acide est une espèce capable de donner un ou plusieurs protons H⁺.
• Base de Brønsted : Selon Brønsted (1923), une base est une espèce capable de recevoir un ou plusieurs protons H⁺.

📝 Points essentiels

• La définition d’Arrhénius n’est pas générale, car NH₃ est présenté comme une base sans pouvoir libérer un ion hydroxyde HO⁻.

💡 Astuce mémo

Arrhénius décrit les ions ; Brønsted échange des protons ; Lewis échange des doublets.

📖 3. Couples et réactions acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Base conjuguée : À tout acide correspond une base conjuguée, obtenue lorsque l’acide perd un proton H⁺.
• Acide conjugué : À toute base correspond un acide conjugué, obtenu lorsque la base capte un proton H⁺.
• Couple acido-basique : Un couple acido-basique associe un acide et sa base conjuguée, par exemple NH₄⁺/NH₃ ou HCl/Cl⁻.
• Espèce amphotère : Une espèce amphotère, ou ampholyte, peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base.

★ À maîtriser

📌 En solution, un proton H⁺ libre n’existe pas et un acide ne peut céder un proton qu’en présence d’une base capable de le fixer.

Compléments

• L’eau est un ampholyte et appartient aux couples H₂O/HO⁻ et H₃O⁺/H₂O.

💡 Astuce mémo

Acide donne H⁺, base le capte, puis les conjugués se forment.

📖 4. Équilibre ionique de l’eau

🔑 Notions clés & Définitions

• Produit ionique de l’eau : Le produit ionique de l’eau est $K_e=[H_3O^+][HO^-]$ et vaut $10^{-14}$ à 25 °C.

★ À maîtriser

• Dans l’eau pure à 25 °C, les concentrations vérifient [H₃O⁺] = [HO⁻] = 10⁻⁷ mol·L⁻¹.

📐 Formule - L’autoprotolyse de l’eau s’écrit $2\,H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$.

Compléments

• La valeur de Ke varie avec la température.

📖 5. Constantes d’acidité et de basicité

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’acidité : Pour un acide AH dans l’eau, $K_a=\frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$ mesure sa force acide.
• Constante de basicité : Pour une base A⁻ dans l’eau, $K_b=\frac{[AH][HO^-]}{[A^-]}$ mesure sa force basique.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un couple acide-base conjugué, $K_aK_b=K_e$ et $pK_a+pK_b=pK_e$.

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

Compléments

• Dans le cours, un acide est considéré fort si $K_a\geq1$, soit $pK_a\leq0$, et une base est considérée forte si $K_b\geq1$, soit $pK_b\leq0$.

💡 Astuce mémo

Acide fort, base conjuguée faible.

📖 6. pH et domaines de prédominance

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Le pH mesure l’acidité d’une solution et se définit par $pH=-\log_{10}[H_3O^+]$.

📝 Points essentiels

• Une solution est neutre lorsque $[H_3O^+]=[HO^-]$ et que $pH=\frac{pK_e}{2}$.

• Une solution est acide si $[H_3O^+]>[HO^-]$, soit $pH<\frac{pK_e}{2}$.

• Une solution est basique si $[H_3O^+]<[HO^-]$, soit $pH>\frac{pK_e}{2}$.

📐 Formule - Pour un couple AH/A⁻, $pH=pK_a+\log_{10}\frac{[A^-]}{[AH]}$.

📌 Dans un couple AH/A⁻, AH prédomine si $pH<pK_a-1$ et A⁻ prédomine si $pH>pK_a+1$.

💡 Astuce mémo

Sous pKa − 1 domine AH ; au-dessus de pKa + 1 domine A⁻.

📖 7. Calcul du pH des acides

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un acide fort concentré de concentration C₀, $pH=-\log_{10}C_0$ ; l’approximation est indiquée lorsque $C_0>10^{-6{,}5}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$.

📐 Formule - Pour un acide faible concentré et faiblement déprotoné, $pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log_{10}C_0)$.

Compléments

📐 Formule - Pour un acide fort très dilué, $[H_3O^+]=\frac{C_0+\sqrt{C_0^2+4K_e}}{2}$ afin de tenir compte de l’ionisation de l’eau.

📌 Un acide faible est considéré faiblement déprotoné lorsque $\frac{K_a}{C_0}<10^{-2}$.

📐 Formule - Pour un acide faible partiellement déprotoné, le cours donne $[H_3O^+]=\frac{-K_a+\sqrt{K_a^2+4K_aC_0}}{2}$.

💡 Astuce mémo

Acide fort concentré : pH = −log C₀ ; acide faible peu dissocié : demi-somme de pKa et −log C₀.

📖 8. Calcul du pH des bases

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour une base forte concentrée de concentration C₀, $pH=pK_e+\log_{10}C_0$.

📐 Formule - Pour une base faible concentrée et faiblement protonée, $pH=\frac{1}{2}(pK_e+pK_a+\log_{10}C_0)$.

Compléments

📐 Formule - Pour une base forte diluée, $[H_3O^+]=\frac{-C_0+\sqrt{C_0^2+4K_e}}{2}$ en tenant compte de l’ionisation de l’eau.

📌 Une base faible est considérée faiblement protonée lorsque $\frac{K_b}{C_0}<10^{-2}$.

📐 Formule - Pour une base faible concentrée et faiblement protonée, $[HO^-]\approx\sqrt{K_bC_0}$.

💡 Astuce mémo

Base forte concentrée : pH = pKe + log C₀ ; base faible peu protonée : demi-somme de pKe, pKa et log C₀.

📖 9. Mélanges et solutions tampons

🔑 Notions clés & Définitions

• Mélange tampon : Un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée constitue un mélange tampon lorsque son pH varie très peu après l’ajout d’une faible quantité d’acide fort ou de base forte.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour une solution contenant un acide faible AH et sa base conjuguée A⁻, $pH\approx pK_a+\log_{10}\frac{C_b}{C_a}$, où Ca et Cb désignent leurs concentrations respectives.

Compléments

• Le pH du sang humain est d’environ 7,4.

• Le pH sanguin est maintenu par les mélanges tampons H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ et H₂CO₃/HCO₃⁻.

📐 Formule - Pour une solution d’un composé amphotère, le cours donne $pH\approx\frac{pK_{a1}+pK_{a2}}{2}$.

💡 Astuce mémo

Acide faible et base conjuguée présents → le pH varie peu après un faible ajout d’acide ou de base forte.

📖 10. Neutralisations et équivalence

★ À maîtriser

📐 Formule - À l’équivalence d’une neutralisation, les quantités d’acide et de base réagissantes sont égales, ce qui s’écrit $C_aV_a=C_bV_b$.

📐 Formule - Pour un acide fort en excès après neutralisation par une base forte, $[H_3O^+]=\frac{C_aV_a-C_bV_b}{V_a+V_b}$.

• À l’équivalence d’un dosage entre un acide fort et une base forte, le pH vaut 7 à 25 °C.

Compléments

📐 Formule - Lors du titrage d’un acide faible AH par une base forte, avant l’équivalence, $pH=pK_a+\log_{10}\frac{C_bV_b}{C_aV_a-C_bV_b}$.

💡 Astuce mémo

Avant l’équivalence, le réactif en excès fixe le pH ; à l’équivalence, les quantités réagissantes sont égales.

📖 11. Sels et origine acido-basique

★ À maîtriser

• Les associations acide-base des sels sont :
  • acide fort/base forte
  • acide fort/base faible
  • acide faible/base forte
  • acide faible/base faible

Compléments

• NaCl est cité comme sel d’acide fort et de base forte, issu de HCl et de NaOH.

• NaF est cité comme sel d’acide faible et de base forte, issu de HF et de NaOH.

• NH₄Cl est cité comme sel d’acide fort et de base faible, issu de HCl et de NH₃.

• NH₄F est cité comme sel d’acide faible et de base faible, issu de HF et de NH₃.

💡 Astuce mémo

Un sel fort/fort est neutre à l’équivalence ; les autres associations peuvent donner un sel issu d’un acide ou d’une base faible.

📖 12. Dosage et indicateurs colorés

🔑 Notions clés & Définitions

• Dosage acido-basique : Un dosage acido-basique détermine la concentration d’une solution acide ou basique à l’aide d’une solution titrante basique ou acide de concentration connue.
• Indicateur coloré : Un indicateur coloré est un couple de deux espèces conjuguées, InH/In⁻, dont les formes acide et basique ont des couleurs différentes.

★ À maîtriser

• La concentration recherchée peut être déterminée en repérant l’équivalence sur la courbe de variation du pH ou en utilisant un indicateur coloré.

Compléments

📐 Formule - Pour un indicateur InH/In⁻, $pH=pK_a+\log_{10}\frac{[In^-]}{[InH]}$ et sa zone de virage s’étend de $pK_a-1$ à $pK_a+1$.

• Le bleu de bromothymol a une zone de virage de 6,0 à 7,6, tandis que la phénolphtaléine vire de 8,2 à 10,0.

💡 Astuce mémo

Concentration connue → équivalence repérée → concentration inconnue calculée.