Fiche de révision : Réactions acide-base et solutions

📋 Plan du Cours

1. Acides, bases et réactions de Brønsted
2. Couples acide-base usuels
3. Mesure et interprétation du pH
4. Grandeurs et concentrations des solutions
5. Couples et réactions acide-base
6. Concentrations et pH des solutions
7. Mesures physiques des solutions
8. Titrages pH-métrique et conductimétrique

📖 1. Acides, bases et réactions de Brønsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs ions H⁺, ou protons.
• Base de Brønsted : Espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs ions H⁺.
• Base conjuguée : Entité formée lorsque cet acide a cédé un ion H⁺.
• Acide conjugué : Entité formée lorsque cette base a accepté un ion H⁺.

★ À maîtriser

📌 Un couple acide-base réunit un acide et sa base conjuguée, qui diffèrent par un ion H⁺ selon la demi-équation $\text{Acide} \rightleftharpoons \text{Base} + \mathrm{H^+}$.

• Une réaction acide-base met en jeu deux couples : l’acide du premier cède H⁺ à la base du second, ce qui forme leurs bases et acides conjugués.

Compléments

• Dans la réaction $\mathrm{CH_3CO_2H + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+}$, les couples sont CH₃COOH/CH₃COO⁻ et H₃O⁺/H₂O.

• Dans la réaction de l’aniline avec l’eau, C₆H₅NH₂ capte H⁺ et devient C₆H₅NH₃⁺, tandis que H₂O cède H⁺ et devient HO⁻.

💡 Astuce mémo

L’acide cède H⁺ ; la base capte H⁺.

📖 2. Couples acide-base usuels

🔑 Notions clés & Définitions

• Espèce amphotère : Peut jouer le rôle d’un acide ou d’une base.

★ À maîtriser

• Les couples acide-base de l’eau sont H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻.

Compléments

• Un acide carboxylique RCOOH cède H⁺ par rupture de la liaison OH polarisée, l’oxygène récupérant le doublet liant, et forme un ion carboxylate RCOO⁻.

• L’ammoniac NH₃ capte un proton grâce au doublet non liant de l’azote et forme l’ion ammonium NH₄⁺.

• Les amines R–NH₂ sont des bases dont les acides conjugués sont des ions alkylammonium, comme CH₃CH₂NH₃⁺/CH₃CH₂NH₂.

• L’acide carbonique H₂CO₃ est un diacide qui forme les couples H₂CO₃/HCO₃⁻ et HCO₃⁻/CO₃²⁻.

• L’ion HCO₃⁻ est amphotère, car il peut être la base du couple H₂CO₃/HCO₃⁻ ou l’acide du couple HCO₃⁻/CO₃²⁻.

📖 3. Mesure et interprétation du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Paramètre qui caractérise l’acidité ou la basicité d’un milieu et dépend de la concentration en ions oxonium.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le pH est défini par $\mathrm{pH}=-\log\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^0}\right)$, où $c^0=1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et le pH est sans unité.

📌 À 25 °C, une solution aqueuse est neutre si sa concentration en H₃O⁺ vaut 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹, acide si elle est supérieure et basique si elle est inférieure.

Compléments

📐 Formule - La relation équivalente est $\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^0}=10^{-\mathrm{pH}}$.

• À 25 °C, l’échelle de pH va de 0 à 14 et le pH décroît lorsque la concentration en H₃O⁺ augmente.

• Le pH d’une solution aqueuse se mesure avec un pH-mètre préalablement étalonné, avec une précision scolaire d’au mieux 0,05 unité.

• À 25 °C, l’eau pure a un pH de 7,0 et une concentration en H₃O⁺ de 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹.

• L’autoprotolyse de l’eau est le transfert d’un proton entre deux molécules d’eau, qui produit H₃O⁺ et HO⁻ selon $2\,\mathrm{H_2O}\rightleftharpoons\mathrm{H_3O^+ + HO^-}$.

📌 Une concentration déduite d’une mesure scolaire du pH doit être exprimée avec au maximum deux chiffres significatifs, car l’incertitude relative est élevée.

💡 Astuce mémo

Plus [H₃O⁺] augmente, plus le pH diminue.

📖 4. Grandeurs et concentrations des solutions

★ À maîtriser

📐 Formule - La masse volumique d’une solution est $\rho_{\text{solution}}=\frac{m_{\text{solution}}}{V_{\text{solution}}}$ et s’exprime notamment en kg·m⁻³ ou en g·cm⁻³.

📐 Formule - La densité d’une solution est $d_{\text{solution}}=\frac{\rho_{\text{solution}}}{\rho_{\text{eau}}}$, avec les deux masses volumiques exprimées dans la même unité, et d est sans unité.

📐 Formule - Le titre massique est $t=\frac{m_{\text{soluté}}}{m_{\text{solution}}}$, rapport sans unité des masses de soluté et de solution.

📐 Formule - La concentration en masse et la concentration en quantité de matière sont respectivement $c=\frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$ en g·L⁻¹ et $C=\frac{n_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$ en mol·L⁻¹.

📐 Formule - La concentration en masse s’obtient à partir du titre massique et de la masse volumique par $c=t\,\rho_{\text{solution}}$.

Compléments

• La masse volumique de l’eau vaut 1,0 × 10³ kg·m⁻³, soit 1,0 kg·L⁻¹ ou 1,0 g·cm⁻³.

• Lors d’un mélange, la masse se conserve mais les volumes ne se conservent pas nécessairement.

• Le pourcentage massique d’une solution correspond à son titre massique multiplié par 100.

📐 Formule - La concentration en quantité de matière se calcule par $C=\frac{t\,d\,\rho_{\text{eau}}}{M}$, où M est la masse molaire du soluté.

📐 Formule - La concentration en masse et la concentration molaire sont liées par $c=C\,M$.

📖 5. Couples et réactions acide-base

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide : Espèce capable de céder un ou plusieurs ions hydrogène H⁺.
• Base : Espèce capable de capter un ou plusieurs ions hydrogène H⁺.
• Couple acide-base : Un couple acide-base est constitué d’un acide et de sa base conjuguée, reliés par l’équation $\mathrm{Acide \rightleftharpoons Base + H^+}$.
• Ampholyte : Espèce qui peut se comporter comme un acide ou comme une base.

★ À maîtriser

• Une réaction acide-base correspond au transfert d’un proton entre un acide d’un couple et la base d’un autre couple, selon $\mathrm{Acide_1 + Base_2 \rightleftharpoons Base_1 + Acide_2}$.

Compléments

• L’eau peut appartenir aux deux couples acide-base $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$ et $\mathrm{H_2O/HO^-}$.

💡 Astuce mémo

L’acide cède H⁺, la base le capte

📖 6. Concentrations et pH des solutions

★ À maîtriser

📐 Formule - La concentration massique et la concentration en quantité de matière sont liées par $c = C\times M_{\text{soluté}}$.

📌 À 25 °C, une solution est acide si son pH est inférieur à 7, neutre si son pH vaut 7 et basique si son pH est supérieur à 7.

Compléments

📐 Formule - La concentration en ions oxonium se calcule à partir du pH par $[\mathrm{H_3O^+}]=c^0\times10^{-\mathrm{pH}}$.

• À 25 °C, une solution neutre a $[\mathrm{H_3O^+}]=1{,}0\times10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.

• Le pH se mesure approximativement avec du papier pH ou avec un pH-mètre préalablement étalonné.

📖 7. Mesures physiques des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Conductimétrie : Étude des solutions ioniques conductrices du courant électrique.
• Dosage par étalonnage : Méthode qui détermine la concentration d’une espèce en comparant une grandeur physique de la solution à celle de solutions étalons contenant cette espèce.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un gaz parfait, $PV=nRT$, où $R=8{,}31\ \mathrm{J\cdot K^{-1}\cdot mol^{-1}}$ et $T(\mathrm K)=\theta(°\mathrm C)+273{,}15$.

📐 Formule - Pour une solution diluée, la loi de Kohlrausch relie la conductivité à la concentration par $\sigma=k\times C$.

Compléments

• À température et volume fixés, la pression d’un gaz est proportionnelle à sa quantité de matière.

📐 Formule - La conductance d’une solution est $G=\frac{1}{R}=\frac{I}{U}$ et sa conductivité est reliée à la conductance par $\sigma=\frac{l}{S}G$, où $l$ est l’écartement des électrodes et $S$ leur surface.

📖 8. Titrages pH-métrique et conductimétrique

★ À maîtriser

• Sur la courbe $\mathrm{pH}=f(V_{\text{titrant}})$, le saut de pH permet de repérer l’équivalence.

📌 À l’équivalence d’un titrage, le mélange des réactifs titrant et titré est stœchiométrique.

📌 Lorsque la dilution due à l’ajout du titrant est négligeable, la courbe de conductivité en fonction du volume titrant est formée de segments de droite dont l’intersection repère l’équivalence.

Compléments

• Lors d’un titrage pH-métrique, la solution titrante est ajoutée progressivement à un volume prélevé de solution à titrer et le pH est mesuré après chaque ajout.

• La méthode des tangentes repère l’équivalence en traçant deux tangentes parallèles de part et d’autre du saut de pH, puis la médiatrice du segment perpendiculaire à ces tangentes, qui coupe la courbe au point équivalent.

• Sur la courbe dérivée $\frac{d\mathrm{pH}}{dV_{\text{titrant}}}=f(V_{\text{titrant}})$, l’équivalence correspond à l’extrémum, dont l’abscisse est le volume équivalent.

📐 Formule - Lors d’un titrage conductimétrique, la conductivité d’une solution diluée est la somme des contributions ioniques $\sigma=\sum_i\lambda_i^\circ[X_i]$.

• Avant l’équivalence, la conductivité évolue avec la disparition des ions titrés et l’apparition des ions produits ou spectateurs ajoutés.

• Après l’équivalence, la conductivité varie uniquement en raison de l’ajout des ions titrants non consommés.

• Lors du titrage de l’acide chlorhydrique par l’hydroxyde de sodium, la conductivité diminue avant l’équivalence parce que les ions H₃O⁺ très conducteurs sont remplacés par des ions Na⁺ moins conducteurs, puis elle augmente après l’équivalence avec l’excès d’ions HO⁻ et Na⁺.

💡 Astuce mémo

Le saut de pH ou le changement de pente de conductivité repère l’équivalence

📊 Tableaux de synthèse

Repérage de l’équivalence