Réactions acido-basiques en solution aqueuse

1. Un acide fort se dissocie totalement dans l'eau : la réaction $AH + H_2O \rightarrow A^- + H_3O^+$ est totale. Il n'y a plus de molécules $AH$ en solution.
2. Un acide faible se dissocie partiellement : la réaction est un équilibre $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. Les molécules $AH$ et les ions $A^-$ coexistent.
3. Pour un acide fort, $pH = -\log C$. Pour un acide faible, le pH est plus élevé que cette valeur à concentration égale.

💡 À retenir : L'acide fort "donne tout" ses protons, l'acide faible en garde une partie.

1. $K_e$ est le produit ionique de l'eau ($[H_3O^+][OH^-]$). Il est toujours valable dans toutes les solutions aqueuses et vaut $10^{-14}$ à $25^\circ C$.
2. $K_a$ est propre à chaque couple acide/base ($AH/A^-$). Il caractérise la force de l'acide.
3. Si l'exercice parle d'un acide spécifique (ex: $CH_3COOH$), on utilise son $K_a$. Si on parle de la neutralité ou d'ions $OH^-$, on utilise $K_e$.

💡 À retenir : $K_e$ est universel pour l'eau, $K_a$ est l'identité de l'acide.

1. Une solution tampon contient à la fois un acide ($AH$) et sa base conjuguée ($A^-$).
2. Si on ajoute des ions $H_3O^+$, la base $A^-$ les consomme pour former $AH$.
3. Si on ajoute des ions $OH^-$, l'acide $AH$ les consomme pour former $A^-$.
4. Comme le pH dépend du rapport $\log([A^-]/[AH])$, et que ce rapport change peu, le pH reste stable.

💡 À retenir : Le tampon possède un "amortisseur" acide et un "amortisseur" basique.

1. Plus le $pK_a$ d'un couple $AH/A^-$ est grand, plus l'acide $AH$ est faible.
2. Par conséquent, plus le $pK_a$ est grand, plus sa base conjuguée $A^-$ est forte.
3. Une base forte capte très facilement les protons, ce qui correspond à un acide conjugué qui les lâche difficilement.

💡 À retenir : $pK_a$ élevé = Base forte / Acide faible.

1. On doit d'abord repérer ou calculer le pH à l'équivalence ($pH_E$).
2. On regarde la "zone de virage" de l'indicateur (intervalle de pH où il change de couleur).
3. L'indicateur est approprié si $pH_E$ appartient à sa zone de virage.

💡 À retenir : La zone de virage doit encadrer le saut de pH à l'équivalence.

1. On calcule la quantité de matière totale de protons apportée par chaque acide : $n_{total} = C_1V_1 + C_2V_2$.
2. On calcule la concentration totale : $[H_3O^+] = \frac{n_{total}}{V_1 + V_2}$.
3. On applique la formule : $pH = -\log[H_3O^+]$.

💡 À retenir : On additionne les moles de $H^+$, pas les pH !

1. C'est le moment où on a versé la moitié du volume d'équivalence ($V_b = V_E/2$).
2. À ce point précis, la moitié de l'acide initial a été transformée en base conjuguée.
3. Donc $[AH] = [A^-]$.
4. D'après la relation $pH = pK_a + \log([A^-]/[AH])$, on a alors $pH = pK_a$.

💡 À retenir : À la demi-équivalence, $pH = pK_a$.

1. Oui, théoriquement. Si la concentration en ions $H_3O^+$ est supérieure à $1 , mol.L^{-1}$, alors $-\log[H_3O^+]$ devient négatif.
2. Cependant, la formule $pH = -\log[H_3O^+]$ n'est plus précise pour les solutions très concentrées à cause des interactions ioniques (il faudrait utiliser l'activité).

💡 À retenir : En CPGE, on considère que le pH reste généralement entre 0 et 14.

1. La neutralité, c'est quand $pH = 7$ (à $25^\circ C$).
2. L'équivalence, c'est quand les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques.
3. Pour un dosage acide faible / base forte, le pH à l'équivalence est basique ($pH_E > 7$). Ce n'est donc pas neutre.

💡 À retenir : Équivalence $\neq$ Neutralité (sauf pour acide fort/base forte).

1. On néglige l'eau si l'acide ou la base apporte beaucoup plus d'ions $H_3O^+$ ou $OH^-$ que l'eau elle-même.
2. En pratique, si $pH < 6,5$ (pour un acide) ou $pH > 7,5$ (pour une base), l'influence de l'eau est négligeable.
3. Si la concentration $C$ est proche de $10^{-7} , mol.L^{-1}$, il faut garder $K_e$ dans les calculs.

💡 À retenir : On néglige l'eau si la solution n'est pas extrêmement diluée.

1. C'est une espèce qui peut se comporter comme un acide ou comme une base selon le milieu.
2. Exemple : L'eau ($H_2O$). Elle est la base du couple $H_3O^+/H_2O$ et l'acide du couple $H_2O/OH^-$.
3. Autre exemple : L'ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$.

💡 À retenir : Un amphotère (ou ampholyte) appartient à deux couples différents.

1. L'autoprotolyse de l'eau est une réaction endothermique.
2. Si la température augmente, l'équilibre est favorisé vers la droite, donc $K_e$ augmente.
3. Si $K_e$ augmente, $pK_e$ diminue. Le pH de l'eau pure (neutralité) devient alors inférieur à 7.

💡 À retenir : Le pH de la neutralité diminue quand la température augmente.