Fiche de révision : Réactions acido-basiques

📋 Plan du Cours

1. Eau ampholyte et pH
2. Couples acide-base et constantes
3. Réactivité des bases dans l’eau
4. Diagrammes de prédominance
5. Acides aminés et point isoélectrique
6. Équilibres et règle du gamma
7. Solutions tampons et distributions

📖 1. Eau ampholyte et pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide : Espèce capable de céder un proton H+
• Base : Espèce capable de capter un proton H+
• Ampholyte : L’eau est un ampholyte car elle peut agir à la fois comme un acide et comme une base.

📝 Points essentiels

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

📐 Formule — À 25 °C, le produit ionique de l’eau vaut $K_e=[H_3O^+][HO^-]=10^{-14}$.

📐 Formule — Le pH vérifie $pH=-\log_{10}\left(\frac{[H_3O^+]}{c^\circ}\right)=-\log[H_3O^+]$ et donc $[H_3O^+]=10^{-pH}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.

💡 Astuce mémo

L’eau peut céder ou capter H+ : acide d’un côté, base de l’autre.

📖 2. Couples acide-base et constantes

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’acidité : Constante caractérisant l’équilibre de réaction d’un acide avec l’eau pour former sa base conjuguée et H3O+

★ À maîtriser

• Les couples acide-base présentés sont:
  • H3O+/H2O
  • H2O/HO−
  • CH3COOH/CH3COO−
  • NH4+/NH3
  • H2CO3/HCO3−
  • HCO3−/CO3^2−

📐 Formule — Pour le couple CH3COOH/CH3COO−, $K_a=\frac{[CH_3COO^-][H_3O^+]}{[CH_3COOH]}$ et $K_b=\frac{[CH_3COOH][HO^-]}{[CH_3COO^-]}$.

Compléments

📌 Pour l’acide étudié dans le cours, pKa > 0 correspond à une dissociation totale avec l’eau et à un acide fort, tandis que pKa < 0 correspond à une dissociation faible et à un acide faible.

💡 Astuce mémo

Acide + eau → base conjuguée + H3O+.

📖 3. Réactivité des bases dans l’eau

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour une base, la constante de basicité est reliée à la constante d’acidité par $K_b=\frac{K_e}{K_a}$.

📌 Si pKa > 14, la protonation de la base par l’eau est limitée et la base est faible, tandis que si pKa < 14, elle est totale et la base est forte.

• Dans l’équilibre NH3 + H2O ⇌ NH4+ + HO−, la dilution augmente la proportion de base protonée.

Compléments

• Pour NH3, une concentration de 10^-1 mol·L^-1 donne aeq = 1,25 × 10^-3 mol·L^-1, soit 1,25 %, tandis qu’une concentration de 10^-5 mol·L^-1 donne aeq = 6,95 × 10^-6 mol·L^-1, soit 69,5 %.

💡 Astuce mémo

Dilution accrue → protonation accrue → base faible tendant vers une base forte.

📖 4. Diagrammes de prédominance

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un couple acide-base, l’équation de Henderson-Hasselbalch est $pH=pK_a+\log\left(\frac{[base]}{[acide]}\right)$.

📌 L’acide est prédominant lorsque pH < pKa, les deux formes sont en proportions égales lorsque pH = pKa, et la base est prédominante lorsque pH > pKa.

• Dans le système carbonique, pKa(H2CO3/HCO3−) = 6,4 et pKa(HCO3−/CO3^2−) = 10,3.

Compléments

📐 Formule — Les pourcentages des deux formes d’un couple vérifient $\%acide=\frac{[acide]}{[acide]+[base]}\times100$ et $\%base=\frac{[base]}{[acide]+[base]}\times100$.

💡 Astuce mémo

pH < pKa : acide prédominant ; pH > pKa : base prédominante.

📖 5. Acides aminés et point isoélectrique

🔑 Notions clés & Définitions

• Zwitterion : Espèce portant simultanément une charge positive et une charge négative

📝 Points essentiels

• La glycine a pour structure H2N−CH2−COOH et sa forme zwitterionique en solution aqueuse est NH3+−CH2−COO−.

📐 Formule — Le point isoélectrique pI est le pH auquel la concentration de la forme neutre de l’acide aminé est maximale et, pour la glycine, $pI=\frac{pK_{a1}+pK_{a2}}{2}=\frac{2{,}35+9{,}6}{2}=6{,}0$.

💡 Astuce mémo

La glycine bascule entre une forme chargée positive, zwitterionique puis négative.

📖 6. Équilibres et règle du gamma

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour la réaction acide 1 + base 2 ⇌ base 1 + acide 2, la constante d’équilibre vaut $K=10^{-(pK_{a1}-pK_{a2})}$.

📌 Selon la règle du gamma, une réaction est favorisée si K > 1, défavorisée si K < 1, pratiquement totale si K > 10^3 et pratiquement à l’arrêt si K < 10^-3.

💡 Astuce mémo

Écart de pKa élevé → K très grand ou très petit → réaction favorisée ou défavorisée.

📖 7. Solutions tampons et distributions

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution tampon : Solution dont le pH varie très peu après un ajout modéré d’un acide, d’une base ou d’eau

★ À maîtriser

📌 Une solution tampon est constituée d’un mélange d’un acide et de sa base conjuguée, dont les proportions sont ajustées pour obtenir le pH désiré.

Compléments

• Pour le couple CH3COOH/CH3COO− de pKa = 4,8, un tampon de pH 4,00 contient 80 % de CH3COOH et 20 % de CH3COO−.

• À pH = 6 dans le système H2CO3/HCO3−/CO3^2−, CO3^2− est négligeable, HCO3− représente environ 30 % et H2CO3 environ 70 %.

💡 Astuce mémo

Un tampon résiste aux ajouts, tandis qu’un diagramme montre quelle espèce domine selon le pH.

📊 Tableaux de synthèse

Prédominance selon le pH