Fiche de révision : Équilibres acido-basiques en solution

📋 Plan du Cours

1. Dissociation et produit ionique de l’eau
2. pH et classification des solutions
3. Théorie de Brönsted
4. Couples et réactions acido-basiques
5. Acides et bases forts

📖 1. Dissociation et produit ionique de l’eau

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution aqueuse : Solution dont le solvant est l’eau, l’espèce majoritaire.

★ À maîtriser

• Lors de l’autoprotolyse de l’eau, un proton est transféré entre deux molécules d’eau, ce qui forme un ion hydronium H₃O⁺ et un ion hydroxyde HO⁻.

📐 Formule — L’autoprotolyse de l’eau s’écrit $2,\\mathrm{H_2O(l)} \\rightleftharpoons \\mathrm{H_3O^+(aq)} + \\mathrm{HO^-(aq)}$.

📐 Formule — Le produit ionique de l’eau vérifie K_e=\[\\mathrm{H_3O^+}\]*{eq}\[\\mathrm{HO^-}\]*{eq} et vaut $K_e=10^{-14}$ à 25 °C.

Compléments

📐 Formule — À 25 °C, le produit ionique logarithmique de l’eau est $pK_e=-\\log K_e=14$.

💡 Astuce mémo

Autoprotolyse de l’eau → formation de H₃O⁺ et HO⁻

📖 2. pH et classification des solutions

★ À maîtriser

📐 Formule — Le pH d’une solution aqueuse est défini par pH=-\\log\[\\mathrm{H_3O^+}\], ou de manière équivalente par \[\\mathrm{H_3O^+}\]=10^{-pH}.

📌 Une solution est d’autant plus acide que son pH est faible, avec une concentration élevée en H₃O⁺ et faible en HO⁻, tandis qu’une solution est d’autant plus basique que son pH est élevé, avec une concentration faible en H₃O⁺ et élevée en HO⁻.

📐 Formule — Dans une solution neutre, [H₃O⁺] = [HO⁻] et $pH=\\frac{pK_e}{2}$.

Compléments

📌 La relation usuelle du pH est valable pour une solution diluée dans laquelle [H₃O⁺] varie de 10⁻⁴ à 10⁻¹⁴ mol/L, soit entre pH 1 et pH 14.

• Le pH neutre vaut 7 à 25 °C et 6,85 à 37 °C.

💡 Astuce mémo

pH faible = acide ; pH élevé = basique

📖 3. Théorie de Brönsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brönsted : Espèce chimique susceptible de céder un ion hydrogène H⁺.
• Base de Brönsted : Espèce chimique susceptible de capter un ion hydrogène H⁺.
• Espèce amphotère : Espèce capable de se comporter comme un acide ou comme une base, comme H₂O.

📝 Points essentiels

• Dans une solution d’hydroxyde de sodium, la basicité est due à l’ion OH⁻, tandis que dans une solution d’acide sulfurique, l’acidité est due à l’ion H₃O⁺.

💡 Astuce mémo

Acide = donne H⁺ ; base = capte H⁺

📖 4. Couples et réactions acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple acide-base : Ensemble constitué d’un acide AH et de sa base conjuguée A⁻, liés par un échange de proton H⁺.

★ À maîtriser

📐 Formule — Dans un couple acide-base, l’équilibre de Brönsted s’écrit $AH \\rightleftharpoons H^+ + A^-$.

• Une réaction acido-basique transfère un proton de l’acide A₁ vers la base B₂, formant la base conjuguée B₁ et l’acide conjugué A₂.

Compléments

• Avec l’acide éthanoïque et l’eau, la réaction s’écrit CH₃COOH + H₂O → CH₃COO⁻ + H₃O⁺.

💡 Astuce mémo

Acide₁ donne H⁺ → base₂ le capte → base₁ + acide₂

📖 5. Acides et bases forts

★ À maîtriser

📌 Un acide ou une base est faible lorsque sa réaction avec l’eau n’est pas totale, et fort lorsque sa réaction avec l’eau est totale.

📌 Un acide fort AH réagit totalement avec l’eau selon AH(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + A⁻(aq), si bien que AH n’a aucune existence propre en solution aqueuse.

📌 Une base forte A⁻ réagit totalement avec l’eau en formant HO⁻ et son acide conjugué, qui devient spectateur vis-à-vis de l’eau.

Compléments

• Dans la réaction d’un acide fort avec l’eau, la base conjuguée A⁻ est spectatrice vis-à-vis de l’eau.
• Ions spectateurs qui ne sont pas dans les équations comme H₂O

💡 Astuce mémo

Réaction totale = fort ; réaction non totale = faible

📊 Tableaux de synthèse

Acides et bases forts ou faibles

📌Une base est lorsqu'il y a la présence de HO⁻

📌Un acide est lorqu'il y a la présence de H₃O⁺