L'essentiel
- Selon Brønsted, un acide est une espèce capable de céder un ion H⁺ et une base une espèce capable de capter un ion H⁺.
- Un acide et sa base conjuguée forment un couple noté acide/base, relié par la demi-équation AH ⇌ A⁻ + H⁺.
- Une réaction acide-base est un transfert d'ion H⁺ de l'acide d'un couple vers la base d'un autre couple ; on l'obtient en additionnant deux demi-équations.
- Un ampholyte est l'acide d'un couple et la base d'un autre : l'eau (couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻) et l'ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ en sont les exemples clés.
- Le pH se calcule par pH = −log([H₃O⁺]/c°) et la concentration par [H₃O⁺] = c° × 10⁻ᵖᴴ, avec c° = 1 mol·L⁻¹.
- Quand [H₃O⁺] est multipliée par 10, le pH diminue d'une unité ; quand elle double, le pH diminue d'environ 0,3.
- L'autoprotolyse de l'eau, 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻, impose dans toute solution aqueuse [H₃O⁺] × [HO⁻] = Ke × c°².
- À 25 °C, Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴ et une solution neutre a un pH de 7,0 ; à une autre température, le pH de neutralité vaut ½ pKe (environ 6,8 à 37 °C).
- Un acide fort réagit totalement avec l'eau : [H₃O⁺] = c et pH = −log(c).
- Une base forte libère totalement ses ions HO⁻ : [HO⁻] = c et, à 25 °C, pH = 14,0 + log(c).
- Un acide faible réagit partiellement avec l'eau : son pH est supérieur à −log(c) et son taux d'avancement final est inférieur à 1.
- Lors d'un mélange d'acide fort et de base forte, la réaction H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O est totale ; on calcule l'excès en quantité de matière puis on divise par le volume total.
- Un pH mesuré à 0,1 près donne une concentration à deux chiffres significatifs au plus.
- Pour diluer un acide ou une base concentrés, on verse le réactif dans l'eau, jamais l'inverse, car la dissolution est très exothermique.
Formules et définitions à connaître
| Grandeur | Formule | Unité | Condition de validité |
|---|---|---|---|
| pH | pH = −log([H₃O⁺]/c°) | sans unité | solutions diluées (c < 0,1 mol·L⁻¹) |
| Concentration en ions oxonium | [H₃O⁺] = c° × 10⁻ᵖᴴ | mol·L⁻¹ | idem |
| Produit ionique de l'eau | Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] / c°² | sans unité | 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C |
| pH d'une solution neutre | pH = ½ pKe | sans unité | 7,0 à 25 °C seulement |
| pH d'un acide fort | pH = −log(c/c°) | sans unité | 10⁻⁶ < c < 10⁻¹ mol·L⁻¹ |
| pH d'une base forte | pH = 14,0 + log(c/c°) | sans unité | 25 °C, 10⁻⁶ < c < 10⁻¹ mol·L⁻¹ |
| Taux d'avancement final d'un acide | τ = [H₃O⁺] / c | sans unité | autoprotolyse négligeable |
Acides forts usuels : HCl (acide chlorhydrique), HNO₃ (acide nitrique). Bases fortes usuelles : soude (Na⁺ + HO⁻), potasse (K⁺ + HO⁻). Acides et bases faibles : acide éthanoïque, ion ammonium, ammoniac.
Pièges à éviter
- Croire qu'un acide cède tous ses H : l'acide éthanoïque ne cède que celui du groupe −COOH.
- Calculer −log(c) pour une base forte : c'est [HO⁻] qui vaut c.
- Faire la moyenne des pH lors d'un mélange : on additionne des quantités de matière.
- Oublier de diviser par le volume total après un mélange.
- Affirmer qu'une solution de pH 7,0 est neutre quelle que soit la température.
- Appliquer pH = −log(c) à un acide très dilué (c < 10⁻⁶ mol·L⁻¹) : le pH ne peut pas dépasser 7 pour un acide.
Je me teste
1. Définition d'une base selon Brønsted ? → Une espèce capable de capter un ion H⁺.
2. Base conjuguée de NH₄⁺ ? → NH₃.
3. Deux couples de l'eau ? → H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻.
4. [H₃O⁺] pour pH = 3,0 ? → 1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹.
5. pH d'un acide fort à 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ ? → 2,0.
6. pH d'une base forte à 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ à 25 °C ? → 12,0.
7. Valeur de Ke à 25 °C ? → 1,0 × 10⁻¹⁴.
8. Effet d'une dilution par 10 sur le pH d'un acide fort ? → Le pH augmente d'une unité.
9. Un acide à 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ a un pH de 3,4 : fort ou faible ? → Faible, car 3,4 > 2,0.
10. Équation de la neutralisation acide fort et base forte ? → H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O.