Fiche de révision : Transformations et force acide-base

📋 Plan du Cours

1. Théorie de Brønsted
2. Couples et espèces amphotères
3. Équations acide-base
4. Définition et mesure du pH
5. Équilibre chimique et quotient
6. Fonctionnement des piles
7. Capacité et oxydoréduction
8. Constantes d’acidité et eau
9. Force des acides et des bases
10. Prédominance et applications

📖 1. Théorie de Brønsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Espèce chimique capable de céder un ion hydrogène H+ selon une demi-équation de type $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
• Base de Brønsted : Espèce chimique capable de capter un ion hydrogène H+ selon une demi-équation de type $A^- + H^+ \rightleftharpoons AH$.

📝 Points essentiels

• En 1923, Joannes Brönsted énonce sa théorie des acides et des bases, tandis que Søren Sørensen introduit la notion de pH en 1909.

• Dans les solutions d’acide chlorhydrique ou d’acide nitrique, les propriétés acides sont dues à l’ion oxonium H3O+, les ions chlorure Cl− et nitrate NO3− étant spectateurs.

💡 Astuce mémo

Acide : cède H+ ; base : capte H+

📖 2. Couples et espèces amphotères

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple acide-base : Ensemble constitué d’un acide AH et de sa base conjuguée A−, reliés par la demi-équation $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$ et écrits dans l’ordre AH/A−.
• Espèce amphotère : Espèce qui peut se comporter comme un acide ou comme une base selon les conditions de la réaction.

★ À maîtriser

• Les couples acide-base cités sont :
  • H3O+/H2O
  • H2O/HO−
  • NH4+/NH3
  • RCO2H/RCO2−
  • H2CO3/HCO3−
  • HCO3−/CO3²−

Compléments

• L’eau est amphotère car elle est la base conjuguée de H3O+ et l’acide conjugué de HO− ; HCO3− est également amphotère entre H2CO3 et CO3²−.

💡 Astuce mémo

AH cède H+ à A−, tandis qu’une espèce amphotère peut faire les deux

📖 3. Équations acide-base

📝 Points essentiels

• Une transformation acide-base s’écrit en additionnant la demi-équation de cession de H+ par l’acide A1H et celle de capture de H+ par la base A2−, ce qui donne $A_1H + A_2^- \rightarrow A_1^- + A_2H$.

• Lors du détartrage, l’ion oxonium H3O+ réagit avec l’ion carbonate CO3²− selon $H_3O^+ + CO_3^{2-} \rightarrow H_2O + HCO_3^-$.

📌 Une réaction acide-base implique un transfert d’ion hydrogène H+ visible dans l’équation, alors qu’une réaction sans transfert de H+ n’est pas une réaction acide-base.

💡 Astuce mémo

Acide cède, base capte, puis les demi-équations s’additionnent

📖 4. Définition et mesure du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Grandeur sans unité comprise entre 0 et 14 qui classe les solutions comme acides, neutres ou basiques et dépend de la concentration en ions oxonium.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le pH est relié à la concentration en ions oxonium par $pH=-\log\left(\frac{[H_3O^+]}{C^\circ}\right)$, avec $C^\circ=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$.

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

Compléments

• Ces relations sont valables pour des solutions aqueuses diluées telles que $1{,}0\times10^{-6}< [H_3O^+] <1{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ environ.

• Le papier pH mesure le pH avec une précision à l’unité, tandis qu’un pH-mètre muni d’une sonde permet une précision au centième d’unité.

💡 Astuce mémo

[H3O+] augmente → pH diminue

📖 5. Équilibre chimique et quotient

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’équilibre : Quotient de réaction à l’équilibre qui ne dépend, à température donnée, que de la température.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour la réaction $aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$, le quotient de réaction s’écrit $Q_r=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$, avec les concentrations dans l’état considéré.

📌 Si Qr,i < K, le système évolue dans le sens direct de l’équation, tandis que si Qr,i > K, il évolue dans le sens inverse.

Compléments

• Pour l’équilibre de l’acide éthanoïque dans l’eau à 25 °C, la constante vaut K = 1,7 × 10−5.

💡 Astuce mémo

Qr,i < K : sens direct ; Qr,i > K : sens inverse

📖 6. Fonctionnement des piles

🔑 Notions clés & Définitions

• Pile électrochimique : Dispositif qui sépare deux demi-piles reliées par un pont salin afin de convertir spontanément une énergie chimique en énergie électrique.

📝 Points essentiels

• Le pont salin ferme le circuit électrique et maintient la neutralité électrique des solutions grâce à une solution aqueuse ionique gélifiée.

📌 Dans une pile, l’anode est la borne négative où se produit l’oxydation, tandis que la cathode est la borne positive où se produit la réduction.

• Dans la pile Daniell, le zinc s’oxyde selon $Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^-$ et les ions cuivre(II) se réduisent selon $Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu$, donnant $Zn+Cu^{2+}\rightarrow Zn^{2+}+Cu$.

💡 Astuce mémo

Anode négative : oxydation ; cathode positive : réduction

📖 7. Capacité et oxydoréduction

🔑 Notions clés & Définitions

• Capacité électrique : Charge totale maximale qu’une pile peut débiter pendant toute sa durée de fonctionnement.

★ À maîtriser

📐 Formule - La capacité électrique vérifie $Q_{max}=n(e^-)_{max}N_Ae=n(e^-)_{max}F$, avec $F=96500\ \mathrm{C\,mol^{-1}}$.

Compléments

📐 Formule - Si l’intensité est constante, la capacité électrique vérifie $Q_{max}=I\times\Delta t$.

• Les espèces usuelles citées sont :
  • ClO− dans l’eau de Javel
  • O2 responsable de la corrosion
  • H2 réducteur
  • Cl2 oxydant
  • C6H8O6 réducteur

📖 8. Constantes d’acidité et eau

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour le couple AH/A−, la constante d’acidité est $K_A=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}C^\circ}$ et le pKA vérifie $pK_A=-\log K_A$.

• L’autoprotolyse de l’eau est une transformation non totale modélisée par $2H_2O\rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$.

Compléments

• À 25 °C, le pH de l’eau pure vaut 7,0 et sa concentration en ions oxonium vaut 1,0 × 10−7 mol·L−1.

📖 9. Force des acides et des bases

★ À maîtriser

📌 Un acide fort réagit quasiment totalement avec l’eau, avec un taux d’avancement final proche de 1 et un pKA nul, tandis qu’un acide faible réagit partiellement, avec un taux inférieur à 1 et un pKA non nul.

📌 Une base forte réagit totalement avec l’eau selon $B+H_2O\rightarrow BH^++HO^-$, tandis qu’une base faible réagit partiellement selon $B+H_2O\rightleftharpoons BH^++HO^-$.

Compléments

• Les acides chlorhydrique et nitrique sont des acides forts, tandis que les acides carboxyliques et les ions ammonium sont des acides faibles.

📐 Formule - Pour un acide faible de concentration apportée Ci, la mesure du pH permet d’estimer $K_A=\frac{10^{-2pH}}{C_i-10^{-pH}}$.

💡 Astuce mémo

Fort : transformation quasi totale ; faible : transformation partielle

📖 10. Prédominance et applications

🔑 Notions clés & Définitions

• Indicateur coloré : Couple HInd/Ind− dont les deux espèces conjuguées ont des teintes différentes.
• Solution tampon : Solution dont le pH varie peu lors d’une dilution ou de l’ajout de petites quantités de solution acide ou basique.
• Acide α-aminé : Espèce portant un groupe amino –NH2 et un groupe carboxyle –COOH sur le même carbone alpha et possédant une forme zwitterionique portant –NH3+ et –COO−.

★ À maîtriser

📌 Dans un couple AH/A−, si pH < pKA, AH prédomine ; si pH = pKA, les concentrations de AH et A− sont égales ; si pH > pKA, A− prédomine.

• La zone de virage d’un indicateur s’étend approximativement de pH = pKA − 1 à pH = pKA + 1 ; pour le bleu de bromothymol, elle est d’environ 6,0 à 7,6.

Compléments

• Le tampon physiologique H2CO3/HCO3− maintient le pH sanguin entre 7,35 et 7,45, et un tampon préparé avec des quantités équivalentes d’un acide faible et de sa base conjuguée a un pH égal au pKA du couple.

• Les acides α-aminés possèdent deux pKA, environ 2,4 et 9,4, correspondant à leurs deux couples acide-base.

💡 Astuce mémo

pH < pKA → AH prédomine ; pH > pKA → A− prédomine

📊 Tableaux de synthèse

Acides et bases de Brønsted

Force des espèces dans l’eau