Chapitre II : Réactions Acide-base - Chimie des solutions

Fiches de vocabulaire et notions clés sur le chapitre des réactions acido-basiques, incluant les définitions de Brônsted, les constantes d'équilibre, le pH, les diagrammes de distribution et de prédominance, ainsi que les méthodes de titrage.

Acide (selon Brônsted)

Espèce moléculaire ou ionique capable de donner un ou plusieurs protons $H^+$ .

Base (selon Brônsted)

Espèce moléculaire ou ionique capable de capter un ou plusieurs protons $H^+$ .

Couple acide-base

Ensemble noté $AH/A^-$ formé par un acide et sa base conjuguée, différant par un unique proton $H^+$ échangé.

Espèce amphotère (ampholyte)

Substance pouvant se comporter à la fois comme un acide et comme une base (exemples : $H_2O$ et $HCO_3^-$).

Polyacide (ou polybase)

Espèce chimique capable de céder (ou de capter) plusieurs protons $H^+$ (exemples : le diacide $H_2SO_4$ et la dibase $CO_3^{2-}$).

Constante d'acidité ($K_A$)

Constante d'équilibre relative à la réaction d'un acide avec l'eau ($AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$), donnée par $K_A = \frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ avec $pK_A = -\log(K_A)$.

Constante de basicité ($K_B$)

Constante d'équilibre relative à la réaction d'une base avec l'eau ($A^- + H_2O \rightleftharpoons AH + HO^-$), donnée par $K_B = \frac{[AH]_{eq}[HO^-]_{eq}}{[A^-]_{eq}}$ avec $pK_B = -\log(K_B)$.

Relation entre $pK_A$ et $pK_B$

Relation fondamentale pour un même couple acido-basique dans l'eau à $25\,^\circ\text{C}$ : $pK_A + pK_B = pK_e = 14$.

Acide fort

Acide caractérisé par $pK_A < 0$ qui se dissocie totalement dans l'eau ($X_f = X_{\max}$).

Acide faible

Acide caractérisé par $pK_A > 0$ qui se dissocie de façon équilibrée dans l'eau ($X_f < X_{\max}$).

Base forte

Base caractérisée par $pK_A > 14$ qui se protone totalement dans l'eau selon $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + HO^-$ ($X_f = X_{\max}$).

Base faible

Base caractérisée par $pK_A < 14$ qui se protone de façon équilibrée dans l'eau ($X_f < X_{\max}$).

Effet nivelant de l'eau

Phénomène selon lequel l'acide le plus fort pouvant exister dans l'eau est $H_3O^+$ et la base la plus forte est $HO^-$, limitant l'échelle d'acidité entre $0$ et $14$.

pH en solution diluée

Grandeur adimensionnelle définie par $pH = -\log\left(\frac{[H_3O^+]}{C^0}\right)$ avec $C^0 = 1\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$.

Relation d'Henderson-Hasselbalch

Expression reliant le pH aux concentrations des formes du couple acide-base : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$.

Diagramme de prédominance

Représentation sur un axe de pH indiquant l'espèce majoritairement présente en concentration : $AH$ prédomine si $pH < pK_A$, et $A^-$ prédomine si $pH > pK_A$.

Diagramme de majorité

Axe de pH délimitant les domaines où une espèce est au moins dix fois plus concentrée que l'autre : $HA$ est majoritaire si $pH \le pK_A - 1$, et $A^-$ est majoritaire si $pH \ge pK_A + 1$.

Diagramme de distribution

Courbe représentant les pourcentages relatifs des espèces d'un couple acido-basique, $\%(HA)$ et $\%(A^-)$, en fonction du pH à concentration totale constante.

Méthode de la Réaction Prépondérante (RP)

Méthode systématique permettant de déterminer l'état d'équilibre et le pH d'un mélange en faisant réagir l'acide le plus fort avec la base la plus forte.

Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique ($K$)

Constante d'équilibre de la réaction entre un acide et une base, calculée par $K = 10^{pK_A(\text{base}) - pK_A(\text{acide})}$.

Solution tampon

Solution dont le pH varie très peu lors de l'addition modérée d'un acide, d'une base ou lors d'une dilution, généralement formée d'un acide faible et de sa base conjuguée en concentrations voisines.

Dosage par titrage

Méthode d'analyse chimique quantitative destructive dans laquelle la solution contenant l'espèce à doser est consommée au cours de la réaction.

Dosage par étalonnage

Méthode non destructive permettant de déterminer une quantité de matière inconnue à l'aide d'une courbe d'étalonnage sans altérer la solution initiale.

Montage de titrage direct

Dispositif expérimental comprenant une burette graduée pour la solution titrante, un erlenmeyer contenant la solution à titrer et un agitateur magnétique avec barreau aimanté.

Équivalence acido-basique

Instant d'un titrage où les réactifs titré et titrant ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques, vérifiant $\frac{n(A)}{\alpha} = \frac{n(B)}{\beta}$.

Indicateur coloré acido-basique

Couple acide faible/base faible dont les formes acide ($HIn$) et basique ($In^-$) ont des teintes distinctes, permettant de détecter visuellement l'équivalence par son virage de couleur.

pH-mètre

Instrument de mesure potentiométrique déterminant la différence de potentiel entre une électrode de verre et une électrode de référence pour afficher directement le pH d'une solution.

Conductimètre

Appareil mesurant la conductance $G$ ou la conductivité $\sigma$ d'une solution électrolytique reliées par la constante de cellule : $G = k_{\text{cell}} \times \sigma$.

Conductivité $\sigma$ (Loi de Kohlrausch)

Propriété électrique de la solution définie par $\sigma = \sum_{i} \lambda_i \times c_i$, où $\lambda_i$ est la conductivité ionique molaire et $c_i$ la concentration molaire de l'ion $i$.

Critère de séparation des sauts de pH d'un diacide

Condition nécessaire pour observer deux sauts de pH distincts lors du titrage d'un diacide par une base forte : $\Delta pK_A = pK_{A2} - pK_{A1} \ge 4$.