Fiche révision N° 01 : Acides, bases et pH et transformations acido-basiques

Fiche de révision

Pour s'autoévaluer

Transformations acido-basiques

Fiche de révision – Acides, bases et pH

Cette fiche résume l’essentiel du chapitre pour réviser rapidement les notions, les définitions et les relations à connaître.

1)- L’essentiel à connaître

2)- Solutions aqueuses

3)- Réaction acide-base.

4)- pH : Définition et relations

5)- Mesure du pH

6)- À mémoriser pour le contrôle

7)- Fiche de révision — Acides, bases et réactions acido-basiques

8)- Fiche mémo express — Acides, bases et réactions acido-basiques

1)- L’essentiel à connaître.

- Selon Brønsted, un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺.

- Selon Brønsted, une base est une espèce capable de capter un proton H⁺.

- Un couple acide-base conjugué se note AH / A^–.

AH (aq)		A^– (aq)	+	H⁺
Acide		Base		ion hydrogène

- L’acide et sa base conjuguée ne diffèrent que par un proton H⁺.

- Une espèce amphotère peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base.

- L’eau est une espèce amphotère.

- Couples de l’eau :

Acide	Base
H₂O (ℓ)	/ HO^– (aq)
H₃O⁺ (aq)	/ H₂O (ℓ)

2)- Solutions aqueuses

- En solution aqueuse, l’ion H⁺ n’existe pas seul : il s’associe à l’eau pour former l’ion oxonium H₃O⁺.

- Une solution acide contient un excès d’ions oxonium H₃O⁺.

- Une solution basique contient un excès d’ions hydroxyde HO^–.

- Les ions Na⁺, Cl^– et NO₃^– sont des ions spectateurs dans les réactions acide-base étudiées ici.

3)- Réaction acide-base

- Une réaction acide-base correspond à un transfert de proton entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

- Schéma général : acide 1 + base 2 → base 1 + acide 2.

- On utilise une double flèche si la réaction est limitée ().

- On utilise une simple flèche si la réaction est totale.

- Exemple :

CH₃COOH (aq)			CH₃COO ^– (aq)	+	H⁺	(1)
H₂O (ℓ)	+	H⁺	H₃O⁺ (aq)			(2)
CH₃COOH (aq)	+	H₂O (ℓ)	CH₃COO ^– (aq)	+	H₃O⁺ (aq)	(1) + (2)

4)- pH : Définition et relations.

- À retenir : Le pH mesure l’acidité d’une solution aqueuse.

- Toutes les solutions aqueuses contiennent les ions oxonium H₃O⁺ (aq) et les ions hydroxyde HO^–(aq)

- Plus le pH est faible, plus la solution est acide ; plus il est élevé, plus la solution est basique.

- À 25 °C, l’eau pure a un pH voisin de 7.

- [H₃O⁺] = [HO^–] = 1,0 × 10^–7 mol .L^–1

- Relation à connaître : pH = – log ([H₃O⁺] / C⁰) et [H₃O⁺] = C⁰ × 10^–pH.

- définition du pH cette relation est équivalente à :

- Quand le pH augmente d’une unité, la concentration en ions H₃O⁺ est divisée par 10.

5)- Mesure du pH

- Le papier pH donne une valeur approximative du pH.

- Les indicateurs colorés donnent un encadrement du pH.

- Le pH-mètre permet une mesure plus précise.

- Au laboratoire, une mesure de pH se fait après étalonnage du pH-mètre.

Échelle de pH

6)- À mémoriser pour le contrôle

- Savoir définir acide, base, couple acide-base et espèce amphotère.

- Savoir identifier l’acide et la base dans une équation.

- Savoir écrire les couples acide-base mis en jeu.

- Savoir distinguer solution acide, neutre et basique à partir du pH.

- Savoir utiliser la relation entre pH et [H₃O⁺].

- Savoir reconnaître si une réaction est totale ou limitée grâce à la flèche utilisée.

§ Fiche de révision — Acides, bases et réactions acido-basiques

Thème

Points importants / notions

Formules / écritures à connaître

Exemples

Définition d’un

acide et d’une base

Selon Brønsted, un acide

est une espèce chimique

capable de céder un

ion hydrogène H⁺.

Une base est une espèce

chimique capable de capter

un ion hydrogène H⁺.

Acide : AH → A^– + H⁺
Base : A^– + H⁺ → AH

CH₃COOH

est un acide ;

CH₃COO^–

est sa base conjuguée.

Couple acide/base

Un acide et sa base conjuguée

forment un couple acide/base.

Les deux espèces ne diffèrent

que par un proton H⁺.

Couple : AH / A^–
Demi-équation :

AH A⁻ + H⁺

CH₃COOH / CH₃COO^–
NH₄⁺ / NH₃
H₃O⁺ / H₂O

Espèce amphotère

Une espèce amphotère peut

se comporter à la fois comme

un acide et comme une base

selon le couple considéré.

H₃O⁺ / H₂O

et H₂O / HO^–

L’eau H₂O est amphotère :

elle peut capter ou céder H⁺.

Réaction acido-basique

Une réaction acido-basique

correspond à un transfert

de proton entre l’acide

d’un couple et la base

d’un autre couple.

A₁H + A₂^– → A₁^– + A₂H

CH₃COOH + NH₃

→ CH₃COO^– + NH₄⁺

Solutions aqueuses

acides et basiques

En solution aqueuse, l’ion H⁺

s’associe à l’eau pour former

l’ion oxonium H₃O⁺.

Une solution acide contient

davantage d’ions H₃O⁺.

Une solution basique contient

davantage d’ions HO^–.

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

Acide chlorhydrique :

H₃O⁺ (aq)+ Cl^– (aq)
Soude :

Na⁺ (aq) + HO^– (aq)

Ions spectateurs

Certains ions sont présents dans

la solution mais ne participent

pas à la réaction acido-basique.

Ils ne s’écrivent pas

dans l’équation ionique

simplifiée.

Na⁺, Cl^–, NO₃^–

sont souvent des

ions spectateurs.

pH d’une solution

Le pH mesure l’acidité

d’une solution aqueuse.

Plus le pH est petit, plus

la solution est acide.

Plus le pH est grand, plus

la solution est basique.

pH = – log ([H₃O⁺] / C⁰)
Avec C⁰ = 1,0 mol·L^–1
[H₃O⁺] = C⁰ × 10^–pH

À 25 °C, dans l’eau pure :

[H₃O⁺] = [HO^–]

= 1,0 × 10^–7 mol·L^–1,

donc pH = 7.

Échelle de pH

Une solution est acide si pH < 7,

neutre si pH = 7,

basique si pH > 7, à 25 °C.

pH acide < 7
pH neutre = 7
pH basique > 7

Acide chlorhydrique :

pH faible ;

eau pure : pH = 7 ;

soude : pH élevé.

Mesure du pH

Le pH peut être mesuré avec

du papier pH, des indicateurs

colorés ou un pH-mètre.

Le pH-mètre est plus précis

mais doit être étalonné.

Relation du pH-mètre :

U = a × pH + b

Indicateurs :

hélianthine,

bleu de bromothymol,

phénolphtaléine.

Solution tampon

Une solution tampon est

une solution dont le pH

varie peu lors d’un ajout

modéré d’acide, de base ou

lors d’une dilution modérée.

Elle contient un acide faible

et sa base conjuguée en

concentrations voisines.

Son pH est voisin du

pK_A du couple.

Les solutions étalons

utilisées pour étalonner

un pH-mètre sont

des solutions tampons.

Acide fort / acide faible

Un acide fort réagit

totalement avec l’eau.

Un acide faible réagit

partiellement avec l’eau :

la réaction est limitée.

Acide fort :

AH + H₂O → A^– + H₃O⁺
Acide faible :

AH + H₂O A^– + H₃O⁺⁺

HCl

est un acide fort ;

CH₃COOH

est un acide faible.

Polyacides et polybases

Un polyacide peut céder

plusieurs protons H⁺.

Une polybase peut capter

plusieurs protons H⁺.

Acide citrique :

H₃Cit → H₂Cit^– → HCit^2–

→ Cit^33–

L’acide citrique

est un triacide ;

l’ion citrate Cit^3–

est une tribase.

Effervescence

aacide-carbonate

Un acide réagit avec un

carbonate pour former

notamment de

l’acide carbonique,

qui se décompose

en dioxyde de carbone gazeux.

Le dégagement de CO₂

pprovoque l’effervescence.

H₂CO₃ → CO₂(g) + H₂O (ℓ)

Comprimé effervescent :

acide citrique + carbonate

→ dégagement de CO₂.

Fiche mémo express — Acides, bases et réactions acido-basiques

À retenir	Formule / écriture	Exemple éclair
Acide : espèce qui cède un proton H⁺.	AH → A^– + H⁺	CH₃COOH cède H⁺.
Base : espèce qui capte un proton H⁺.	A^– + H⁺ → AH	NH₃ capte H⁺.
Couple acide/base : deux espèces qui diffèrent d’un seul H⁺.	AH / A^–	CH₃COOH / CH₃COO^–
Réaction acido-basique : transfert d’un proton entre deux couples.	A₁H + A₂^– → A₁^– + A₂H	CH₃COOH + NH₃ → CH₃COO^– + NH₄⁺
pH : indique l’acidité d’une solution.	pH = – log ([H₃O⁺] / C⁰) [H₃O⁺] = C⁰ × 10^–pH	pH < 7 : acide pH = 7 : neutre pH > 7 : basique
Eau amphotère : peut être acide ou base.	H₃O⁺ / H₂O H₂O / HO^–	H₂O peut céder ou capter H⁺.
Acide fort / faible : réaction totale ou limitée avec l’eau.	Fort : AH + H₂O → A^– + H₃O⁺ Faible : AH + H₂O A^– + H₃O⁺	HCl : fort CH₃COOH : faible
À ne pas oublier : les ions spectateurs ne réagissent pas.	On les retire de l’équation ionique simplifiée.	Na⁺, Cl^–, NO₃^–