Fiche de révision : Transformations chimiques et acide-base

📋 Plan du Cours

1. Systèmes et phases
2. États physiques et diagrammes
3. Composition et gaz parfaits
4. Modélisation et avancement
5. Équilibre et état final
6. Acides, bases et pH
7. Constantes et couples acide-base
8. Réactions et prédominance
9. Distribution et force des réactions
10. Réaction prépondérante et calcul du pH

📖 1. Systèmes et phases

🔑 Notions clés & Définitions

• Système : La partie de l’Univers étudiée, séparée de l’extérieur par une surface réelle ou fictive.
• Espèce physico-chimique : Une entité chimique caractérisée par son état physique, si bien que H₂O(s), H₂O(l) et H₂O(g) sont trois espèces distinctes.
• Phase : Une région où les grandeurs intensives varient de façon continue ; un système à une phase est homogène et un système à plusieurs phases est hétérogène.

★ À maîtriser

📌 Un système ouvert échange matière et énergie, un système fermé échange de l’énergie mais pas de matière, et un système isolé n’échange ni matière ni énergie avec l’extérieur.

Compléments

• Plusieurs glaçons constituent une seule phase solide, tandis que l’eau liquide et l’huile forment deux phases car elles ne sont pas miscibles.

💡 Astuce mémo

Fermé : matière bloquée, énergie échangée ; isolé : matière et énergie bloquées.

📖 2. États physiques et diagrammes

🔑 Notions clés & Définitions

• Point triple : Le point d’un diagramme d’état où trois phases coexistent.
• Point critique : La limite au-delà de laquelle le corps pur est un fluide supercritique.

★ À maîtriser

📌 Un gaz est dilué, désordonné et compressible, occupe tout le volume offert, tandis qu’un liquide est condensé, désordonné et quasi incompressible, avec un volume propre mais sans forme propre.

📌 Une transformation physique change l’état physique sans changer l’entité chimique, une transformation chimique change les entités en conservant les éléments et la charge, et une transformation nucléaire change les noyaux en conservant les nucléons A et la charge Z.

Compléments

• Un solide est condensé et ses particules sont immobiles dans un cristal ordonné ou un solide amorphe ; il possède une forme et un volume propres.

• Les changements d’état sont :

  • la fusion (s → l)
  • la solidification (l → s)
  • la vaporisation (l → g)
  • la liquéfaction (g → l)
  • la sublimation (s → g)
  • la condensation (g → s)

• Sur une courbe de changement d’état d’un diagramme (P,T), deux phases sont en équilibre et la température est fixe sur une courbe de vaporisation à pression constante.

• La courbe de fusion de l’eau a une pente négative parce que la glace est moins dense que l’eau liquide.

• À 1 bar, le CO₂ solide se sublime à −78,5 °C car sa pression de point triple, 5,18 bar, dépasse 1 bar et son domaine liquide n’est pas traversé.

📖 3. Composition et gaz parfaits

★ À maîtriser

📐 Formule - La quantité de matière vérifie $n=\frac{N}{N_A}=\frac{m}{M}$, avec $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

📐 Formule - La concentration molaire et la concentration massique vérifient respectivement $c_i=\frac{n_i}{V}$ et $t_i=\frac{m_i}{V}=c_iM_i$.

📐 Formule - Pour un mélange gazeux, la pression partielle vérifie $P_i=x_iP_{\mathrm{tot}}$ et la loi de Dalton donne $\sum_i P_i=P_{\mathrm{tot}}$.

📐 Formule - Un gaz parfait vérifie $PV=nRT$, avec $R=8{,}314\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}}$ en unités SI.

📌 Une grandeur extensive est proportionnelle à la taille du système et additive, tandis qu’une grandeur intensive est indépendante de sa taille.

Compléments

📐 Formule - Dans une phase, les fractions molaires vérifient $\sum_i x_i=1$ et les fractions massiques vérifient $\sum_i w_i=1$.

• À 25 °C et sous 1 bar, le volume molaire d’un gaz parfait vaut environ 24,8 L·mol⁻¹.

📖 4. Modélisation et avancement

🔑 Notions clés & Définitions

• Avancement : La grandeur commune à toutes les espèces qui décrit la progression de la transformation selon $n_i(ξ)=n_{i,0}+ν_iξ$.

★ À maîtriser

📌 La transformation est le phénomène réel, tandis que la réaction et son équation en constituent le modèle.

📌 Une équation chimique s’écrit en conservant les éléments et la charge, avec les états physiques indiqués et les plus petits coefficients entiers.

Compléments

📐 Formule - À volume constant, l’avancement volumique x vérifie $[X]=[X]_0+νx$.

📐 Formule - L’avancement maximal est $ξ_{\max}=\min_{i\in\mathrm{réactifs}}\left(\frac{n_{i,0}}{|ν_i|}\right)$ et l’avancement minimal est $ξ_{\min}=-\min_{j\in\mathrm{produits}}\left(\frac{n_{j,0}}{ν_j}\right)$.

📐 Formule - Le taux d’avancement final vérifie $τ=\frac{ξ_f}{ξ_{\max}}$.

📖 5. Équilibre et état final

🔑 Notions clés & Définitions

• Activité : L’activité est une grandeur sans dimension ; elle vaut 1 pour le solvant d’une solution diluée et pour un solide ou liquide pur présent, [X]/c° pour un soluté dilué et Pᵢ/P° pour un gaz parfait.
• Quotient réactionnel : Le produit des activités des espèces, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique algébrique, avec les produits au numérateur et les réactifs au dénominateur.
• Constante d’équilibre : La constante thermodynamique d’équilibre K° est sans dimension, ne dépend qu de la température et de l’équation écrite, et vérifie $Q_r(ξ_{eq})=K°(T)$.

★ À maîtriser

• Si Qr,i < K°, le système évolue dans le sens direct ; si Qr,i > K°, il évolue dans le sens inverse ; si Qr,i = K°, il est déjà à l’équilibre.

• À l’équilibre chimique, la composition macroscopique est constante, mais les réactions directe et inverse continuent à la même vitesse.

• Une transformation totale atteint ξf = ξmax en épuisant le réactif limitant, tandis qu’un équilibre chimique vérifie Qr,f = K° lorsque toutes les espèces sont présentes.

• La détermination de l’état final suit une méthode en six étapes.

Compléments

• Lorsque K° est très grand, avec un repère de 10⁴, la transformation peut être calculée comme totale puis vérifiée en calculant la trace du réactif limitant.

• Une rupture d’équilibre survient lorsqu’un solide ou un liquide pur disparaît avant que Qr atteigne K°, de sorte que Qr,f ≠ K°.

💡 Astuce mémo

Comparer Qr à K° oriente l’évolution vers l’équilibre.

📖 6. Acides, bases et pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Une espèce capable de céder un proton H⁺.
• Base de Brønsted : Une espèce capable de capter un proton H⁺.
• Ampholyte : Une espèce qui est l’acide d’un couple et la base d’un autre, comme H₂O ou HCO₃⁻.

★ À maîtriser

• L’autoprotolyse de l’eau correspond à la réaction $2\,\mathrm{H_2O(l)}=\mathrm{H_3O^+(aq)}+\mathrm{HO^-(aq)}$.

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

📐 Formule - Le pH d’une solution diluée vérifie $\mathrm{pH}=-\log\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c°}\right)$.

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

📌 Un acide fort réagit totalement avec l’eau et est nivelé à H₃O⁺, tandis qu’un acide faible réagit de façon limitée et laisse coexister ses deux formes.

Compléments

📐 Formule - Pour un acide fort de concentration c dans le domaine de validité, $\mathrm{pH}=-\log c$, tandis que pour une base forte, $\mathrm{pH}=14+\log c$ à 25 °C.

📖 7. Constantes et couples acide-base

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’acidité : Pour la dissociation $\mathrm{AH+H_2O=A^-+H_3O^+}$, la constante d’acidité vérifie $K_a=\frac{[\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]c°}$ et $pK_a=-\log K_a$.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un couple AH/A⁻, la relation de Henderson–Hasselbalch est $\mathrm{pH=p}K_a+\log\left(\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}] }\right)$.

📌 Plus le pKa d’un couple est petit, plus son acide est fort ; plus le pKa est grand, plus sa base conjuguée est forte.

Compléments

📐 Formule - Pour le couple conjugué A⁻/AH, $K_b=\frac{K_e}{K_a}$ et, à 25 °C, $pK_a+pK_b=14$.

• À 25 °C, les pKa des couples H₃O⁺/H₂O, H₂O/HO⁻, CH₃COOH/CH₃COO⁻ et NH₄⁺/NH₃ valent respectivement 0, 14, 4,8 et 9,2.

📖 8. Réactions et prédominance

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour la réaction $\mathrm{A_1H+B_2=A_1^-+B_2H^+}$, la constante vérifie $K°=\frac{K_{a1}}{K_{a2}}=10^{pK_{a2}-pK_{a1}}$.

• Pour une réaction acide-base, $\Delta pK_a=pK_{a2}-pK_{a1}$ correspond au pKa de la base réactive moins celui de l’acide réactif ; un ΔpKa positif favorise le sens direct.

• Dans un diagramme de prédominance, l’acide AH prédomine si pH < pKa, AH et A⁻ sont en concentrations égales si pH = pKa, et la base A⁻ prédomine si pH > pKa.

• Deux espèces dont les domaines de prédominance sont disjoints réagissent entre elles, tandis que deux espèces ayant un domaine commun sont compatibles.

Compléments

• Une réaction acide-base est en général quasi totale lorsque ΔpKa ≳ 4, car sa constante est alors de l’ordre de 10⁴ ou plus.

• Une forme acide ou basique est majoritaire d’un facteur 10 si le pH est à plus d’une unité du pKa, du côté correspondant à cette forme.

📖 9. Distribution et force des réactions

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un monoacide de concentration totale c, les fractions des deux formes sont $\alpha_{AH}=\frac{1}{1+10^{pH-pK_a}}$ et $\alpha_{A^-}=\frac{1}{1+10^{pK_a-pH}}$.

• Sur un diagramme de distribution, les fractions de AH et A⁻ sont égales à 50 % lorsque pH = pKa.

Compléments

• Pour un monoacide, à pH = pKa ± 1 les fractions sont environ 91 % et 9 %, et à pH = pKa ± 2 elles sont environ 99 % et 1 %.

• Pour un polyacide, deux espèces voisines ont des fractions égales au pH égal au pKa de leur couple.

• La zone de virage d’un indicateur coloré est approximativement comprise entre pKa − 1 et pKa + 1 ; celle du bleu de bromothymol s’étend de 6,0 à 7,6.

📖 10. Réaction prépondérante et calcul du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction prépondérante : La réaction entre l’acide le plus fort et la base la plus forte présents dans le système, en incluant H₂O, H₃O⁺ et HO⁻.

★ À maîtriser

• La méthode de la réaction prépondérante sert à déterminer le pH final d’un mélange acide-base.

Compléments

📐 Formule - Pour un mélange équimolaire régi par une réaction d’équilibre de constante K°, le taux d’avancement vaut $\tau=\frac{\sqrt{K°}}{1+\sqrt{K°}}$.

• La dilution peut accroître la dissociation d’un acide faible : l’acide acétique est dissocié à 1,3 % à 0,10 mol·L⁻¹ et à 33 % à 10⁻⁴ mol·L⁻¹.

📐 Formule - Pour un tampon constitué de AH et A⁻, $\mathrm{pH=p}K_a+\log\left(\frac{c_b}{c_a}\right)$ lorsque les concentrations sont grandes devant celles de H₃O⁺ et HO⁻.

📐 Formule - Pour un ampholyte HA⁻ majoritaire, $\mathrm{pH}=\frac{1}{2}(pK_{a1}+pK_{a2})$.

• À la demi-équivalence d’un titrage d’acide faible par une base forte, les concentrations de l’acide et de sa base conjuguée sont égales et pH = pKa.

💡 Astuce mémo

Inventorier, classer, réagir, recalculer, vérifier.