Fiche de révision : Chap 8: Force des acides et des bases

📋 Plan du Cours

1. Constante d’acidité et pKa
2. Déterminer Ka par le pH
3. Autoprotolyse et produit ionique
4. Caractère acide ou basique
5. Acides forts et faibles
6. Bases fortes et faibles
7. Comparer les forces acido-basiques
8. Prédominance des formes conjuguées
9. Indicateurs et titrages
10. Acides alpha-aminés
11. Solutions tampons

📖 1. Constante d’acidité et pKa

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’acidité : Constante d’équilibre de la réaction entre un acide AH et l’eau, et elle est sans unité.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour le couple AH/A⁻, la constante d’acidité vérifie $K_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}C^0}$, avec C⁰ = 1 mol·L⁻¹.

📐 Formule — Le pKa d’un couple acide-base est défini par $pK_a=-\log K_a$.

📌 Plus le pKa d’un couple est grand, plus Ka est petit et moins l’acide se dissocie dans l’eau.

Compléments

• À 25 °C, les pKa indiqués sont:
  • 0,0 pour H₃O⁺/H₂O
  • 2,1 pour H₃PO₄/H₂PO₄⁻
  • 3,8 pour HCOOH/HCOO⁻
  • 4,8 pour CH₃COOH/CH₃COO⁻
  • 9,3 pour NH₄⁺/NH₃
  • 14,0 pour H₂O/HO⁻

💡 Astuce mémo

pKa grand → Ka petit → acide moins dissocié

📖 2. Déterminer Ka par le pH

★ À maîtriser

• Pour estimer Ka à partir d’une solution d’acide AH, on détermine la concentration initiale, mesure le pH, calcule [H₃O⁺]eq, puis utilise les concentrations à l’équilibre dans l’expression de Ka.

📐 Formule — À l’équilibre, $[H_3O^+]_{eq}=[A^-]_{eq}=\frac{x_{eq}}{V}$ et $[AH]_{eq}=C_i-[H_3O^+]_{eq}$.

Compléments

• Pour une solution d’acide méthanoïque de concentration 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ et de pH 2,9, le calcul fourni donne Ka = 1,31 × 10⁻⁴ et pKa = 3,74.

💡 Astuce mémo

Concentration initiale → pH → concentrations d’équilibre → Ka

📖 3. Autoprotolyse et produit ionique

🔑 Notions clés & Définitions

• Autoprotolyse de l’eau : Réaction au cours de laquelle deux molécules d’eau réagissent, l’une comme acide et l’autre comme base, pour former des ions oxonium et hydroxyde.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Le produit ionique de l’eau vérifie $K_e=[H_3O^+]_{eq}[HO^-]_{eq}$ et, à 25 °C, $K_e=1{,}0\times10^{-14}$.

💡 Astuce mémo

Autoprotolyse de l’eau → ions oxonium et hydroxyde → Ke

📖 4. Caractère acide ou basique

📝 Points essentiels

📌 À 25 °C, une solution est neutre si pH = 7, acide si pH < 7 et basique si pH > 7.

💡 Astuce mémo

pH inférieur à 7 : acide ; pH égal à 7 : neutre ; pH supérieur à 7 : basique

📖 5. Acides forts et faibles

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide fort : Acide qui réagit totalement avec l’eau et s’ionise complètement dans l’eau.
• Acide faible : Acide qui réagit partiellement avec l’eau et atteint un équilibre chimique.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour un acide fort, le taux d’avancement vérifie $\tau_f=\frac{x_{eq}}{x_{max}}\approx1$ et $x_{eq}\approx x_{max}$.

💡 Astuce mémo

Acide fort : réaction totale ; acide faible : réaction partielle

📖 6. Bases fortes et faibles

🔑 Notions clés & Définitions

• Base forte : Base qui réagit totalement avec l’eau.
• Base faible : Base qui réagit partiellement avec l’eau et atteint un équilibre chimique.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour une base forte, la relation entre le pH et la concentration initiale Cb est $pH=pK_e+\log\left(\frac{C_b}{C^0}\right)$.

💡 Astuce mémo

Base forte : réaction totale ; base faible : réaction partielle

📖 7. Comparer les forces acido-basiques

📝 Points essentiels

• Un acide est d’autant plus fort que son taux d’avancement et son Ka sont grands, tandis que son pKa est faible.

• Une base est d’autant plus forte que son taux d’avancement est proche de 1, que Ka est faible et que le pKa de son couple est grand.

• Pour deux couples AH₁/A₁⁻ et AH₂/A₂⁻, si pKa₁ < pKa₂, alors AH₁ est l’acide le plus fort et A₁⁻ est la base la plus faible.

💡 Astuce mémo

Ka grand → pKa faible → acide plus fort et base conjuguée plus faible

📖 8. Prédominance des formes conjuguées

🔑 Notions clés & Définitions

• Diagramme de distribution : Représentation de l’évolution, en pourcentage et en fonction du pH, des proportions des formes acide AH et basique A⁻ d’un couple.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour un couple AH/A⁻, la relation entre le pH et le pKa est $pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}\right)$.

📌 La forme acide AH prédomine si pH < pKa, les deux formes sont en proportions égales si pH = pKa, et la forme basique A⁻ prédomine si pH > pKa.

💡 Astuce mémo

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

📖 9. Indicateurs et titrages

🔑 Notions clés & Définitions

• Indicateur coloré acido-basique : Couple acide-base dont les formes acide InH et basique In⁻ ont des teintes différentes en solution aqueuse.

★ À maîtriser

• La zone de virage d’un indicateur coloré correspond à l’intervalle $pK_a-1<pH<pK_a+1$, dans lequel la teinte observée est un mélange sensible des teintes acide et basique.

• Pour repérer l’équivalence d’un titrage acide-base colorimétrique, la zone de virage de l’indicateur doit inclure le pH à l’équivalence.

• La demi-équivalence est atteinte lorsque la moitié du volume équivalent de solution titrante a été versée, et le pH à la demi-équivalence est égal au pKa du couple titré.

Compléments

• Les pKa des indicateurs sont:

  • 3,7 pour l’hélianthine
  • 5,2 pour le rouge de méthyle
  • 6,8 pour le bleu de bromothymol
  • 9,1 pour la phénolphtaléine

• Pour le titrage de l’acide chlorhydrique par la soude, le bleu de bromothymol est adapté car sa zone de virage est [6,0 ; 7,6].

💡 Astuce mémo

Zone de virage adaptée au pH d’équivalence → changement de couleur repérable

📖 10. Acides alpha-aminés

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide alpha-aminé : Espèce chimique dont les fonctions amine et acide carboxylique sont portées par le même carbone, appelé carbone alpha.
• Amphion : Ion dipolaire formé par un transfert de proton intramoléculaire dans un acide alpha-aminé en solution aqueuse.

★ À maîtriser

• Chaque acide alpha-aminé possède au moins deux pKa : un pour le couple cation/amphion et un pour le couple amphion/anion.

Compléments

• Les pKa cation/amphion et amphion/anion valent respectivement 2,4 et 9,8 pour la glycine, 2,4 et 9,9 pour l’alanine, et 2,3 et 9,4 pour la valine.

💡 Astuce mémo

Cation → amphion → anion quand le pH augmente

📖 11. Solutions tampons

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution tampon : Solution dont le pH varie peu lors d’une dilution modérée ou de l’ajout modéré d’un acide ou d’une base.

★ À maîtriser

• Une solution tampon est obtenue par mélange quasiment équimolaire d’un acide faible AH et de sa base conjuguée A⁻.

📐 Formule — Pour une solution tampon quasiment équimolaire, la relation $pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ conduit à $pH\approx pK_a$.

Compléments

• Le sang est un exemple de solution tampon qui contribue à stabiliser le pH d’un milieu biologique.

💡 Astuce mémo

Acide faible et base conjuguée en proportions voisines → pH peu variable

📊 Tableaux de synthèse

Force des acides et des bases

Prédominance d’un couple acide-base