UE1 – Chimie générale : Réactions acido-basiques

Fiches de vocabulaire et notions clés du cours de PASS UE1 (Chimie générale) sur les réactions acido-basiques, le calcul de pH et les dosages.

Acide (selon Brönsted-Lowry)

Espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton $H^+$ suite à une rupture hétérolytique de la liaison $A-H$.

Proton labile

Proton $H^+$ d'un acide capable d'être aisément cédé à une base par rupture hétérolytique de la liaison covalente.

Polyacide

Acide capable de céder plusieurs protons, tel que l'acide sulfurique $H_2SO_4$ (qui est un diacide).

Base (selon Brönsted-Lowry)

Espèce chimique capable de capter un proton $H^+$.

Polybase

Base capable de capter plusieurs protons, comme l'ion sulfate $SO_4^{2-}$.

Rupture hétérolytique

Rupture de liaison covalente inégalitaire au cours de laquelle l'un des deux atomes emporte les deux électrons engagés, aboutissant à la formation d'un anion et d'un cation.

Couple acide/base

Ensemble constitué d'un acide et de sa base conjuguée, noté sous la forme $AH/A^-$.

Réaction acide-base

Réaction de transfert de proton entre un donneur de proton (acide 1) et un accepteur de proton (base 2).

Ampholyte (ou composé amphotère)

Espèce chimique pouvant jouer le rôle d'acide dans un couple acido-basique et de base dans un autre couple (ex. : l'eau $H_2O$).

Autoprotolyse de l'eau

Réaction acido-basique équilibrée faisant intervenir l'eau à la fois comme acide et base selon l'équation : $2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$.

Produit ionique de l'eau ($K_e$)

Constante d'équilibre associée à l'autoprotolyse de l'eau, définie par $K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$ à 25^\text{ }\null^\text{o}\text{C}, d'où $pK_e = 14$.

pH (Potentiel Hydrogène)

Grandeur définie en fonction de la concentration en ions hydronium par la relation : $pH = -\log([H_3O^+])$, avec $[H_3O^+] = 10^{-pH}$.

Constante d'acidité ($K_a$)

Constante d'équilibre caractérisant la dissociation de l'acide $AH$ dans l'eau : $K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}$. Plus l'acide est fort, plus $K_a$ est élevé.

$$pK_a$$

Grandeur définie par $pK_a = -\log(K_a)$. Elle évolue en sens inverse de la force de l'acide (plus un acide est fort, plus son $pK_a$ est faible).

Acide fort

Acide qui libère totalement son proton dans l'eau (dissociation totale : $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$) ; il ne possède pas de $pK_a$ mesurable dans l'eau.

Acide faible

Acide qui libère partiellement son proton dans l'eau, établissant une réaction équilibrée ($AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$) caractérisée par un $0 < pK_a < 14$.

Base forte

Base qui capte totalement un proton dans l'eau par une réaction totale : $B + H_2O \rightarrow BH^+ + OH^-$.

Base faible

Base qui capte partiellement un proton dans l'eau, formant une réaction équilibrée : $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$.

Échelle des $pK_a$ dans l'eau

Échelle graduée de $0$ à $14$ où $H_3O^+$ est l'acide le plus fort ($pK_a(H_3O^+/H_2O) = 0$) et $OH^-$ est la base la plus forte ($pK_a(H_2O/OH^-) = 14$).

Diagramme de prédominance

Représentation indiquant l'espèce dominante : si $pH = pK_a$, alors $[AH] = [A^-]$ ; si $pH < pK_a$, $[AH] > [A^-]$ ; si $pH > pK_a$, $[AH] < [A^-]$.

Réaction spontanée acide-base

Réaction de transfert de proton s'effectuant préférentiellement entre l'acide le plus fort ($pK_a$ le plus faible) et la base la plus forte ($pK_a$ le plus élevé).

pH d'un monoacide fort

Formule donnée par $pH = -\log([AH])$, car l'acide est entièrement dissocié dans l'eau ($[H_3O^+] = [AH]$).

pH d'un polyacide fort ($AH_n$)

Formule donnée par $pH = -\log(n[AH])$, puisque chaque mole d'acide libère $n$ moles d'ions $H_3O^+$.

pH d'un monoacide faible

Formule donnée par $pH = \frac{1}{2}(pK_a - \log([AH]))$, valide sous la condition stricte que $pH < pK_a - 1$.

pH d'une base forte

Formule donnée par $pH = 14 + \log([B])$, découlant de la protonation totale de la base où $[OH^-] = [B]$.

pH d'une base faible

Formule donnée par $pH = \frac{1}{2}(14 + pK_a + \log([B]))$, valide sous la condition stricte que $pH > pK_a + 1$.

Point d'équivalence

Moment du titrage où les réactifs acide et base ont été introduits en proportions stœchiométriques ($n_{B,\text{ajouté}} = n_{AH,\text{initial}}$).

Point de demi-équivalence

Moment du titrage où la moitié de l'espèce à doser a réagi ($n_{B,\text{ajouté}} = \frac{1}{2}n_{AH,\text{initial}}$), entraînant l'égalité $n_{AH} = n_{A^-}$ et par conséquent $pH = pK_a$.

Dosage d'un acide fort par une base forte

Titrage régi par $H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$, caractérisé par un pH initial d'acide fort ($-\log([H_3O^+])$), un pH neutre de $7$ à l'équivalence, et un pH de base forte en excès après.

Dosage d'un acide faible par une base forte

Titrage où le pH initial est celui d'un acide faible, le pH à la demi-équivalence vaut le $pK_a$, le pH à l'équivalence est imposé par la base faible conjuguée $A^-$, et l'après-équivalence par l'excès de base forte.