Fiche de révision : Réactions acide-base et pH

📋 Plan du Cours

1. Acides et bases de Brønsted
2. Couples conjugués et espèces amphotères
3. Structure électronique des acides et bases
4. Transformations acide-base
5. Autoprotolyse et produit ionique
6. Définition et calcul du pH
7. Caractère acide ou basique
8. État final des réactions acide-base

📖 1. Acides et bases de Brønsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Espèce chimique capable de céder au moins un ion hydrogène H⁺.
• Base de Brønsted : Espèce chimique susceptible de capter au moins un ion hydrogène H⁺.

📝 Points essentiels

📌 Une demi-équation acide-base traduit formellement le transfert d’un ion hydrogène et ne correspond pas à une équation de réaction chimique.

• Les demi-équations des acides et des bases recensés dans les tableaux du cours permettent d’identifier les espèces conjuguées, notamment CH₃COOH/CH₃COO⁻, NH₄⁺/NH₃, H₂O/HO⁻ et H₃O⁺/H₂O.

💡 Astuce mémo

L’acide cède H⁺ ; la base capte H⁺.

📖 2. Couples conjugués et espèces amphotères

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple acide-base : Un couple acide-base associe deux espèces conjuguées, un acide et sa base, et se note acide/base.
• Espèce amphotère : Espèce qui peut se comporter comme un acide ou comme une base et appartient à deux couples acide-base.

📝 Points essentiels

📐 Formule - Dans un couple de forme AH/A⁻, la demi-équation est $AH = A^- + H^+$.

• Dans l’eau, la glycine est sous forme de zwitterion, un ion portant à la fois une charge positive et une charge négative.

📖 3. Structure électronique des acides et bases

★ À maîtriser

📌 Le schéma de Lewis d’un acide de Brønsted fait apparaître une liaison polarisée entre un atome d’hydrogène et un atome très électronégatif comme O ou N, dont la rupture libère H⁺.

📌 Le schéma de Lewis d’une base de Brønsted fait apparaître un ou plusieurs doublets non liants sur des atomes comme O ou N, capables de combler la lacune électronique de H⁺.

Compléments

• Les électronégativités données sont χ(H)=2,2, χ(C)=2,5, χ(N)=3,0 et χ(O)=3,5.

💡 Astuce mémo

Liaison H polarisée rompue → libération de H⁺ ; doublet non liant disponible → capture de H⁺.

📖 4. Transformations acide-base

🔑 Notions clés & Définitions

• Transformation acide-base : Transformation mettant en jeu deux couples : l’acide du premier couple cède un proton à la base du second, ce qui forme leurs espèces conjuguées.
• Ion spectateur : Un ion spectateur ne possède pas de propriétés acido-basiques dans l’eau ; les exemples cités sont Cl⁻, Na⁺, K⁺ et Ca²⁺.

★ À maîtriser

📌 Dans une transformation limitée, le transfert protonique ne disparaît pas totalement à l’état final, l’avancement final est inférieur à l’avancement maximal et l’équation s’écrit avec une double flèche ⇌.

Compléments

📐 Formule - Pour les couples A₁H/A₁⁻ et A₂H/A₂⁻, la réaction s’écrit $A_1H + A_2^- \rightarrow A_1^- + A_2H$.

📖 5. Autoprotolyse et produit ionique

★ À maîtriser

• L’autoprotolyse de l’eau est une transformation limitée au cours de laquelle deux molécules d’eau forment un ion oxonium et un ion hydroxyde.

📐 Formule - Le produit ionique de l’eau vérifie $K_e = [H_3O^+][HO^-]$.

Compléments

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

• L’autoprotolyse met en jeu les couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻.

• À 25 °C, le produit ionique de l’eau vaut Kₑ = 1,0 × 10⁻¹⁴.

📖 6. Définition et calcul du pH

★ À maîtriser

📐 Formule - Le pH est défini par $pH = -\log\left(\frac{[H_3O^+]}{c^\circ}\right)$, où c° = 1 mol·L⁻¹.

📐 Formule - La concentration en ions oxonium se déduit du pH par $[H_3O^+] = c^\circ \times 10^{-pH}$.

Compléments

📌 La définition du pH est valable si les concentrations en ions oxonium et hydroxyde sont toutes deux inférieures à 0,10 mol·L⁻¹.

📌 Plus le pH augmente, plus la concentration en ions H₃O⁺ diminue, et réciproquement.

📖 7. Caractère acide ou basique

★ À maîtriser

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

Compléments

• À 25 °C, le pH des solutions aqueuses varie de 0 à 14.

• À 25 °C, une solution neutre a un pH de 7,0 et ses concentrations en ions oxonium et hydroxyde sont égales.

💡 Astuce mémo

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

📖 8. État final des réactions acide-base

★ À maîtriser

• Le pH d’un mélange réactionnel permet de déterminer la concentration en ions oxonium et d’obtenir une information sur l’état final d’une transformation acide-base.

📌 Une réaction totale atteint l’avancement maximal, tandis qu’une réaction limitée a un avancement final inférieur à cet avancement maximal.

Compléments

• Pour la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau, un volume de 100 mL d’une solution de concentration 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ a un pH de 3,4 à 25 °C.

• Pour la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau, le tableau d’avancement associe à l’avancement x les quantités n₀ − x de CH₃COOH, x de CH₃COO⁻ et x de H₃O⁺.