Chimie Acide-Base - Concepts Clés

Chapitre 7 : Les acides et les bases

• Le chapitre porte sur la définition des acides et des bases selon Arrhenius et Brønsted-Lowry.
• Il décrit également les réactions acido-basiques et l'auto-ionisation de l'eau
• Les différents types d'acides et de bases avec leurs caractéristiques sont présentés.
• La force d'un acide est quantifiée par la constante d'acidité (Ka).
• La force d'une base est quantifiée par la constante de basicité (Kb).
• Les acides polyprotiques s'ionisent en plusieurs étapes.
• Une réaction acide-base se caractérise par le transfert d'un proton
• Les relations entre Ka et Kb sont présentées, ainsi que l'importance de leurs valeurs dans la force d'un acide et d'une base.
• Le pH et sa relation à [H₃O+] et [OH⁻] sont détaillés.

Définition des acides et des bases selon Arrhenius

• Acide : Donneur d'ions H⁺ dans une solution aqueuse.
• Base : Donneur d'ions OH⁻ dans une solution aqueuse.
• HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) (ionisation complète)
• NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) (dissociation complète)
• Les acides et les bases se neutralisent mutuellement : H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Définition des acides et des bases selon Brønsted-Lowry

• Acide : Espèce chimique qui libère un proton (ion H⁺) ou l'accepte.
• Base : Espèce chimique qui accepte un proton (ion H⁺) ou l'offre.
• Cette définition se concentre sur le transfert de protons.
• La réaction acide-base est une réaction de transfert de protons.

Couple acide-base conjugué

• Un acide et sa base conjuguée diffèrent d'un seul proton.
• L'acide donne un proton à la base conjuguée.
• Exemple : HCl(aq) + H₂O(l) <=> H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq) ; HCl et Cl⁻ forment un couple acide-base conjugué.

Ion Hydronium

• L'ion hydronium (H₃O⁺) est une forme plus précise de la représentation du proton dans l'eau.
• Les termes H⁺(aq) et H₃O⁺(aq) sont utilisés de façon interchangeable.
• Représente la forme la plus stable de l'ion proton dans l'eau.

Auto-ionisation de l'eau

• L'eau peut agir comme un acide ou comme une base.
• L'eau s'auto-ionise : H₂O(l) + H₂O(l) <=> H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)
• La constante de dissociation de l'eau (Kw) est égale à [H₃O⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ à 25°C.

Ampholyte ou Amphotère

• Substance capable de se comporter comme un acide ou une base.
• L'eau est un exemple.
• Ampholyte = substante.
• Amphotère = adjectif.

Force des acides et des bases

• La force d'un acide est donnée par sa constante d'acidité (Kₐ).
• Plus Kₐ est élevé, plus l'acide est fort.
• Les acides forts s'ionisent complètement en solution aqueuse.
• Les acides faibles s'ionisent partiellement.
• Les bases fortes s'ionisent complétement dans l'eau
• Les bases faibles s'ionisent partiellement.

Ionisation des acides polyprotiques

• Les acides polyprotiques peuvent libérer plus d'un proton (ion H⁺) par molécule.
• Chaque étape d'ionisation possède une constante d'acidité différente (Kₐ1, Kₐ2, etc.).

Les Sels

• Les sels d'acides forts et de bases fortes forment des solutions neutres.
• Les sels d'acides faibles et de bases fortes forment des solutions basiques.
• Les sels d'acides forts et de bases faibles forment des solutions acides.
• Les sels d'acides faibles et de bases faibles forment des solutions acides, neutres ou basiques selon les pKa des acides et bases en jeu

Les tampons

• Les tampons sont des solutions qui résistent aux changements de pH lorsqu'on y ajoute des acides ou des bases.
• Ils contiennent une combinaison d'un acide faible et de sa base conjuguée.
• La concentration d'acide et de sa base conjuguée dans un tampon doit rester élevée pour qu'il soit efficace.
• L'efficacité d'un tampon est maximale lorsque les concentrations de l'acide faible et de sa base conjuguée sont à peu près égales.
• Les tampons sont essentiels dans divers systèmes biologiques pour maintenir un pH stable.

Système tampon sanguin

• Une variété de composés biologiques agissent comme tampons dans le sang pour maintenir le pH.
• Le système tampon le plus important est le système bicarbonate/dioxyde de carbone.

Caractère amphotère des AA

• Les acides aminés (AA) possèdent des groupes fonctionnels acides et basiques, et peuvent agir comme ampholyte.
• Les acides aminés peuvent donc se comporter comme des acides ou des bases selon leur environnement.

Efficacité d'un tampon

• Un tampon est plus efficace et plus stable lorsque les concentrations de l'acide faible et de sa base conjuguée dans la solution sont égales.
• On peut ajouter des quantités importantes d'acides et de bases au tampon sans trop altérer le pH.

Calcul du pH d'une solution tampon

• Le calcul du pH d'une solution tampon utilise la formule de Henderson-Hasselbalch.
• La formule de Henderson-Hasselbalch relie le pH au pKa de l'acide et aux concentrations de l'acide et de sa base conjuguée.

Titrage

• Le titrage permet de déterminer la concentration d'une solution inconnue en faisant réagir une solution de concentration connue avec elle.
• La courbe de titrage est un graphique du pH en fonction du volume de titrant ajouté.
• Les réactions entre les solutions acides et basiques permettent de déterminer la concentration inconnue d'une solution à l'aide d'une courbe de titrage.
• Les points d'équivalence sont importants pour identifier les points où les quantités d'acides et de bases dans la réaction s'équilibrent
• Des indicateurs colorés, dont les couleurs varient en fonction du pH, aident à indiquer le point d'équivalence lors du titrage.

Indicateurs

• Un indicateur est un composé organique qui change de couleur en fonction du pH.
• Un indicateur coloré sert à déterminer le changement de pH durant un titrage.