SOLUTIONS AQUEUSES - Révisions PCSI

Ensemble de cartes mémoire de vocabulaire et définitions essentielles du chapitre SOLAQ0 (Solutions aqueuses - révisions PCSI).

Acide selon Brønsted

Un acide est une espèce capable de céder un proton $\text{H}^+$. Exemples : $\text{NH}_4^+$ et $\text{H}_3\text{O}^+$ sont des acides.

Base selon Brønsted

Une base est une espèce capable de capter un proton $\text{H}^+$. Exemples : $\text{HO}^-$, $\text{NH}_3$ et $\text{H}_3\text{C–MgBr}$ sont des bases.

Acide fort

Un acide fort est un acide dont la réaction avec l'eau est quantitative ($\text{p}K_a < 0$ dans la pratique). Conséquence : l'acide fort ne peut pas exister dans l'eau. Exemples : $\text{HCl}$, $\text{HNO}_3$ et $\text{H}_2\text{SO}_4$.

Acide faible

Un acide faible est un acide dont la réaction avec l'eau est équilibrée. Exemples : $\text{CH}_3\text{CO}_2\text{H}$, $\text{HSO}_4^-$ et $\text{H}_2\text{O}$.

Base forte

Une base forte est une base dont la réaction avec l'eau est quantitative ($\text{p}K_a > 14$ dans la pratique). Conséquence : la base forte ne peut pas exister dans l'eau. Exemple : $\text{HO}^-$.

Base faible

Une base faible est une base dont la réaction avec l'eau est équilibrée. Exemples : $\text{NH}_3$ et $\text{CH}_3\text{COO}^-$.

Constante d'acidité ($K_a$)

Constante thermodynamique d'équilibre de la réaction d'échange de proton de l'acide $\text{AH}_{(\text{aq})}$ avec l'eau : $\text{AH}_{(\text{aq})} + \text{H}_2\text{O}_{(\ell)} = \text{A}^-_{(\text{aq})} + \text{H}_3\text{O}^+_{(\text{aq})}$. D'après la relation de Guldberg et Waage, elle s'écrit $K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]c^\circ}$.

$$\text{p}K_a$$

Valeur trouvée dans les tables à la température de $25\,^\circ\text{C}$, définie par $\text{p}K_a = -\log(K_a)$.

pH

Par définition, $\text{pH} = -\log a(\text{H}^+\text{ solvaté})$. En solution aqueuse diluée, $\text{pH} = -\log\left(\frac{[\text{H}_3\text{O}^+]}{c^\circ}\right)$.

Relation d'Henderson

Relation s'appliquant aux acides faibles et bases faibles, obtenue en passant au $-\log$ : $\text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\frac{[\text{A}^-]}{[\text{AH}]}\right)$.

Solution tampon

Solution dont le pH varie peu sous l'effet d'un ajout modéré de base ou d'acide ainsi que sous l'effet d'une dilution modérée.

Ampholyte

Espèce à la fois acide et base au sens de Brønsted (également appelée espèce amphotère). Exemples : l'eau $\text{H}_2\text{O}$, l'ion hydrogénocarbonate $\text{HCO}_3^-$ ou l'ion hydrogénosulfate $\text{HSO}_4^-$.

Diagramme de prédominance de l'ion hydrogénocarbonate

Diagramme sur axe de pH pour $\text{HCO}_3^-$ faisant apparaître les deux $\text{p}K_a$ ($6,35$ et $10,3$), où $\text{H}_2\text{CO}_3$ prédomine pour $\text{pH} < 6,3$, $\text{HCO}_3^-$ pour $6,3 < \text{pH} < 10,3$ et $\text{CO}_3^{2-}$ pour $\text{pH} > 10,3$.

Autoprotolyse de l'eau

Réaction d'échange de proton de l'eau sur elle-même : $2\text{H}_2\text{O}_{(\ell)} = \text{HO}^-_{(\text{aq})} + \text{H}_3\text{O}^+_{(\text{aq})}$.

Produit ionique de l'eau ($K_e$)

Constante thermodynamique d'équilibre de l'autoprotolyse de l'eau : $K_e = \frac{[\text{H}_3\text{O}^+] \cdot [\text{HO}^-]}{{c^\circ}^2} = 10^{-14}$ à $25\,^\circ\text{C}$ ($298\,\text{K}$).

Titrage direct

Titrage du réactif $\text{A}$ réalisé en ajoutant progressivement le réactif titrant $\text{B}$, qui le consomme selon la réaction $\nu_A\text{A} + \nu_B\text{B} = \text{produits}$.

Équivalence d'un titrage

État du titrage atteint lorsque les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.

Titrage indirect

Titrage dans lequel le réactif $\text{A}$ à titrer est préalablement transformé quantitativement en $\text{A}'$ par ajout d'un réactif $\text{C}$ en excès non contrôlé ($\nu_A\text{A} + \nu_C\text{C} = \nu_{A'}\text{A}'$), puis on titre le réactif formé $\text{A}'$ avec $\text{B}$.

Titrage en retour

Titrage dans lequel le réactif $\text{A}$ à titrer est préalablement transformé quantitativement par un réactif $\text{C}$ ajouté en excès contrôlé ($\nu_A\text{A} + \nu_C\text{C} = \text{produits}$), puis on titre le réactif en excès $\text{C}$ restant par le réactif titrant $\text{B}$.

Produit de solubilité ($K_s$)

Constante thermodynamique d'équilibre de la réaction de dissolution d'un solide dans un solvant. Elle ne dépend que de la température. Le $\text{p}K_s$ est défini par $\text{p}K_s = -\log(K_s)$.

Critère de solubilité

Comparaison du quotient de réaction $Q_r$ et de $K_s$ : si $Q_r < K_s$, la réaction de dissolution est totale (solide inexistant, solution non saturée) ; si $Q_r \ge K_s$, le solide se forme et $Q_r$ diminue jusqu'à l'équilibre $Q_r = K_s$ (solution saturée).

Solubilité ($s$)

Quantité de matière maximale d'un solide que l'on peut dissoudre dans un litre de solvant. Notée $s$, elle s'exprime en $\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$.

Solution saturée

Solution dans laquelle le seuil de solubilité est dépassé et où le solide ne se dissout plus. Elle s'obtient en ajoutant du solide dans un volume d'eau jusqu'à ce qu'il ne se dissolve plus.

Paramètres influençant la solubilité

La valeur de la solubilité peut être influencée par la température ainsi que par l'effet d'ion commun (présence initiale d'un ion constitutif du solide en solution).

Oxydation

Transformation chimique correspondant à une perte d'électron(s).

Réduction

Transformation chimique correspondant à un gain d'électron(s).

Espèce oxydante

Espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons (mnémotechnie : oxydAnt = gAgne).

Espèce réductrice

Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons (mnémotechnie : rEducteur = pErd).

Nombre d'oxydation

Entier ou demi-entier relatif caractérisant l'état d'oxydation d'un atome au sein d'une entité chimique. Plus le degré d'oxydation est élevé, plus l'espèce est dans un état oxydé.

Dismutation

Réaction d'oxydo-réduction d'un ampholyte sur lui-même.

Médiamutation

Réaction d'oxydo-réduction inverse de la dismutation.

Couples rédox de l'eau

Deux demi-équations rédox : lorsque l'eau est le réducteur, $\text{O}_{2(\text{g})} + 4\text{H}^+_{(\text{aq})} + 4\text{e}^- = 2\text{H}_2\text{O}_{(\ell)}$ ; lorsque l'eau est l'oxydant, $2\text{H}^+_{(\text{aq})} + 2\text{e}^- = \text{H}_{2(\text{g})}$.

Relation de Nernst

Dans le cas général : $E_{\text{Ox}/\text{Red}} = E^\circ_{\text{Ox}/\text{Red}} + \frac{RT}{n\mathcal{F}} \ln(Q_{r,\text{OX}})$ en volts. À $25\,^\circ\text{C}$, elle s'écrit $E_{\text{Ox}/\text{Red}} = E^\circ_{\text{Ox}/\text{Red}} + \frac{0,06}{n} \log(Q_{r,\text{OX}})$.

Constante d'équilibre rédox ($K^\circ$)

Pour une réaction $\alpha_1\text{Ox}_1 + \beta_2\text{Red}_2 = \beta_1\text{Red}_1 + \alpha_2\text{Ox}_2$, la constante vaut $K^\circ = 10^{n \times \frac{E_1^\circ - E_2^\circ}{0,06}}$, où $n$ est le nombre d'électrons échangés.

Anode

Électrode siège d'une oxydation.

Cathode

Électrode siège d'une réduction.

Frontières dans un diagramme $E\text{-pH}$

Une frontière verticale sépare deux espèces impliquées dans un même couple acide-base. Une frontière horizontale sépare deux espèces impliquées dans un même couple rédox.

Repérage d'une dismutation sur un diagramme $E\text{-pH}$

Une dismutation (ou médiamutation) se repère dans un diagramme $E\text{-pH}$ grâce à un point de concours (point triple).

Droites des couples de l'eau en diagramme $E\text{-pH}$

Sous une pression partielle de $1\,\text{bar}$ : pour $\text{O}_{2(\text{g})}/\text{H}_2\text{O}_{(\ell)}$, $E = 1,23 - 0,06\text{pH}$ ; pour $\text{H}^+_{(\text{aq})}/\text{H}_{2(\text{g})}$, $E = -0,06\text{pH}$.

Cohabitation et réactivité sur un diagramme $E\text{-pH}$

Si les domaines de deux espèces ont une zone commune, elles peuvent cohabiter (sont stables entre elles). Si leurs domaines sont totalement disjoints, elles réagissent quantitativement.

Diagramme $E\text{-pH}$ de l'iode

Diagramme potentiel-pH mettant en évidence les domaines de prédominance/existence des espèces de l'iode : $\text{I}_{2(\text{aq})}$, $\text{IO}_{3(\text{aq})}^-$ et $\text{I}_{(\text{aq})}^-$.