Fiche de révision : Transformations et équilibres acido-basiques

📋 Plan du Cours

1. Définitions de Brønsted
2. Couples et structures acido-basiques
3. Acides carboxyliques et amines
4. Autoprotolyse et pH de l’eau
5. Acides et bases forts ou faibles
6. Constantes et prédominance
7. Acides polyprotiques et amphotères
8. Force acido-basique et tampons

📖 1. Définitions de Brønsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Transformation acide-base : Échange de proton H⁺ entre un acide et une base.
• Acide de Brønsted : Espèce chimique, moléculaire ou ionique, capable de libérer un proton H⁺.
• Base de Brønsted : Espèce chimique capable de capter un proton H⁺.

📝 Points essentiels

• Les couples acide-base cités sont:
  • HCl/Cl⁻
  • H₂O/HO⁻
  • H₃O⁺/H₂O
  • NH₄⁺/NH₃

💡 Astuce mémo

Acide libère H⁺, base capte H⁺.

📖 2. Couples et structures acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple acide-base : Deux espèces capables de se transformer l’une en l’autre par perte ou gain d’un ion hydrogène H⁺.
• Ampholyte : Espèce amphotère qui joue à la fois le rôle d’acide dans un couple et le rôle de base dans un autre couple.

📝 Points essentiels

📐 Formule — La demi-équation acide-base s’écrit $\text{acide} = \text{base} + \mathrm{H^+}$.

• Pour passer de la base à son acide conjugué, un proton H⁺ se fixe grâce à un doublet non liant ; pour passer de l’acide à sa base conjuguée, l’acide perd H⁺ et le doublet de liaison devient non liant.

💡 Astuce mémo

Base + H⁺ → acide conjugué ; acide − H⁺ → base conjuguée.

📖 3. Acides carboxyliques et amines

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide méthanoïque : De formule brute CH₂O₂, plus simple des acides carboxyliques, dont le groupe carboxyle peut perdre un ion hydrogène H⁺.
• Amine : Molécule azotée obtenue par remplacement d’un, de deux ou de trois atomes d’hydrogène de NH₃ par un, deux ou trois groupes alkyles.

📝 Points essentiels

• L’acide méthanoïque HCOOH a pour base conjuguée l’ion méthanoate HCOO⁻.

📌 Les amines sont des bases car le doublet non liant porté par l’atome d’azote peut capter un ion H⁺.

📐 Formule — Un acide carboxylique s’écrit généralement $\mathrm{R-C(=O)-OH}$ et sa base conjuguée $\mathrm{R-C(=O)-O^-}$.

• Une amine s’écrit généralement $\mathrm{R_1-N(R_2)-R_3}$ et son acide conjugué comporte un groupe $\mathrm{NH^+}$.

💡 Astuce mémo

Carboxyle perd H⁺, amine capte H⁺.

📖 4. Autoprotolyse et pH de l’eau

📝 Points essentiels

📐 Formule — Le pH est défini par $pH=-\log\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^0}\right)$ et $[\mathrm{H_3O^+}]=c^0\times10^{-pH}$, avec $c^0=1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.

• L’autoprotolyse de l’eau s’écrit $2\,\mathrm{H_2O(l)}\rightleftharpoons\mathrm{H_3O^+(aq)+HO^-(aq)}$ et elle est très limitée.

📐 Formule — À 25 °C, le produit ionique de l’eau vaut $K_e=[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]=1{,}0\times10^{-14}$ et $pK_e=14$.

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

📌 Une solution est acide si pH < pKe/2 et [H₃O⁺] > [HO⁻], neutre si pH = pKe/2 et [H₃O⁺] = [HO⁻], et basique si pH > pKe/2 et [H₃O⁺] < [HO⁻].

💡 Astuce mémo

Autoprotolyse limitée → faibles concentrations de H₃O⁺ et HO⁻.

📖 5. Acides et bases forts ou faibles

★ À maîtriser

📌 Un acide fort réagit totalement avec l’eau, tandis qu’un acide faible réagit de façon limitée et établit un équilibre.

• À c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹, l’acide éthanoïque donne un pH de 3,4, un taux d’avancement de 4,0 % et réagit donc de façon limitée avec l’eau.

Compléments

• À c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹, HCl donne un pH de 2,0 et réagit totalement avec l’eau ; HCl est donc un acide fort.

📐 Formule — Le taux d’avancement final est $\tau=\frac{x_f}{x_{max} }$.

💡 Astuce mémo

Fort : réaction totale ; faible : équilibre limité.

📖 6. Constantes et prédominance

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’acidité : Constante d’équilibre associée à la réaction d’un acide avec l’eau.
• Prédominance : Espèce A dont la concentration est supérieure à celle d’une espèce B, soit [A] > [B].

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’acide éthanoïque, $K_a=\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]_{eq}[\mathrm{H_3O^+}]_{eq}}{[\mathrm{CH_3COOH}]_{eq}}$ et $pK_a=-\log K_a$.

📐 Formule — Pour un couple AH/A⁻, la relation de prédominance est $pH=pK_a-\log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.

📌 Pour un couple AH/A⁻, AH et A⁻ sont en concentrations égales lorsque pH = pKa ; A⁻ prédomine lorsque pH > pKa et AH prédomine lorsque pH < pKa.

Compléments

• À 25 °C, le couple acide éthanoïque/ion éthanoate a pKa = 4,7 et Ka = 2 × 10⁻⁵.

💡 Astuce mémo

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

📖 7. Acides polyprotiques et amphotères

🔑 Notions clés & Définitions

• Triacide : Acide susceptible de céder successivement trois protons.
• Zwitterion : Un acide α-aminé possède un groupe carboxyle et un groupe amine liés au même carbone et existe principalement en solution aqueuse sous forme d’amphion H₃N⁺−CHR−CO₂⁻.

★ À maîtriser

• Les couples successifs de l’acide phosphorique sont:
  • H₃PO₄/H₂PO₄⁻ avec pKa₁ = 2,1
  • H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻ avec pKa₂ = 7,2
  • HPO₄²⁻/PO₄³⁻ avec pKa₃ = 12,3

Compléments

• À pH = 10, la forme prédominante de l’acide phosphorique est HPO₄²⁻ ; à pH = 8, H₂PO₄⁻ et HPO₄²⁻ sont présentes dans des proportions respectives de 12,5 % et 87,5 %.

💡 Astuce mémo

H₃PO₄ → H₂PO₄⁻ → HPO₄²⁻ → PO₄³⁻.

📖 8. Force acido-basique et tampons

🔑 Notions clés & Définitions

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

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’acide éthanoïque, le taux d’avancement vérifie $K_A=\frac{\tau^2c}{1-\tau}$ et l’équation associée est $c\tau^2+K_A\tau-K_A=0$.

📌 Pour des acides à concentration identique, plus le pKa est faible et plus le Ka est élevé, plus l’acide est fort.

📌 Pour des bases à concentration identique, plus le pKa du couple est élevé et plus Ka est faible, plus la base est forte.

📐 Formule — Un mélange équimolaire d’un acide faible AH et de sa base A⁻ donne un pH proche du pKa, selon $pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.

Compléments

• Avec c = 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ et Ka = 2,0 × 10⁻⁵, la résolution donne τ = 0,04, soit 4 %, ce qui confirme une réaction limitée.

• Une solution tampon maintient le pH sanguin entre 7,35 et 7,45 et sert à étalonner les pH-mètres.

💡 Astuce mémo

pKa faible → acide plus fort ; pKa élevé → base plus forte.

📊 Tableaux de synthèse

Acides et bases selon leur force