Acide et base

Acide et Base
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Acide et Base
notions définition principe propriétés remarques Formules
Acide
espèce
chimique
capable de
céder des
proton H
AH A  H
AH acide A 
base
conjuguée
➣ Acide fort:
libère
totalement son
proton ⇒
réaction totale
 PAS DE
pKa ➣Acide
faible: libère
partiellement
son proton ⇒
réaction
équilibrée ( )
➣ H  labile
(facilement
cédé) =
rupture
hétérolytique
➣ polyacide=
capable céder
plsr H ▶
condition
validité formule
faible :
pH<pKa-1
➢ Monoacide AH
fort:
avec C la
concentration initial
dʼune solution ➢
Monoacide AH faible:
0<pKa<14
➢ Polyacide AHn Fort:
avec n le nb de H
Base
espèce
chimique
capable de
capter des H
B  H BH
B base BH
acide conjugué
➣Base forte:
capte
totalement un
proton ⇒
réaction totale
➣Base faible:
capte
partiellement
un proton ⇒
réaction
équilibrée
▶ condition de
validité formule
faible: pH
pKa+1
➢ Monobase B forte:
➢ Monobase B faible:
0<pKa<14
réaction A/B
réaction de
transfert de
proton entre un
donneur de
proton (acide 1
et un accepteur
(base 2
AH  B A 
BH
➣un couple
Acide base est
noté AH/A
avec AH un
acide et A sa
base conjugué
Ampholyte=
amphotère
espèce
chimique
pouvant jouer
rôle de base et
dʼacide à la fois
selon son
couple
 H2O est
ampholyte:
H2O/HO
(acide)
H3O/H2O
(base)
produit ionique
de lʼeau Ke
constante
dʼaquilibre K de
la réaction
dʼautoprotolyse
de lʼeau
^14
réaction a/b
faisant
intervenir H20
en tant
ampholyte =
autoprotolyse
pH concentration
en H3O
pH7  acide
pH  7 
pH =
−log([C])
pH =
1/2(pKa −log(C))
pH = −log(nC)
pH = 14 + log(C)
pH =
1/2(14 + pKa +
log(C))
Ke = 10
pKe = 14
Ke = [H3O] ∗
+
[OH ]/[H2O]
− 2
pH = −log[H3O]
+
[H3O] =
+10 − (

Acide et Base
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notions définition principe propriétés remarques Formules
neutre pH7 
basique
Constante
dʼacidité Ka
caractérise
lʼéquilibre de
dissociation de
lʼacide AH dans
lʼeau
AH  H2O A
+ H3O
Lʼéchelle des
pKa est
graduée de 0 à
14 dans lʼeau :
→
H3O=acide le
+ fort: pKa= 0
→
OH  base la
+forte : pKa =
14
➣H2O
nʼapparait pas
car solvant
donc son
activité 1 ➣
pKa traduit
force dʼun
acide: → plus il
est fort, plus
son Ka ➚, plus
son pKa➘
(sens 1  plus
une base est
forte, plus Ka
➘, plus pKa ➚
(sens 2
diagramme de
prédominance
permet de
déterminer
quelle espèce
domine dans
une solution en
fonction du pH
pH=pKa ⇒
AHA pH
pKa ⇒ AH
[A pH<pKa ⇒
AHA
relation dʼAndeson-
Hasselbach:
réaction
spontanée
dʼune réaction
a/b
réaction de
transfert entre
acide le plus
fort (acide 1 et
la base la plus
forte (base 2
Acide1  Base2
Base1 
Acide2
➢ Ka1Ka2
(pka1<pKa2 
K1 ➢ si K
⇒ réaction
totale
➢dans QCM,
faire réagir en
1er acide le
plus fort avec
base la plus
forte ➢toute
réaction entre 2
couples A/B
peut être déf
par K
^d(pKa)
dosage acido-
basique
réaction de
dosages sont
totales ⇒ K
➣ point
équivalence:
n(titrante
ajout) = n (titré
init) ➣ demi-
équivalence:
acide et base
conjuguée en
mm quantité
➣ équivalence
➣demi-
équivalence:
⇒
(pH=pKa)
Dosage acido-basique  Méthodologie pour calculer le pH
 Calculer les quantités de matière apportées.
 Écrire la réaction de dosage puis faire un tableau dʼavancement.
 Déterminer les espèces restantes en fin de réaction.
 En déduire le pH (grâce aux formules vues ci-dessus)
pH)
Ka = [A−] ∗
[H3O]/[AH]
+
pKa =
−log(Ka) =
log(1/Ka)
pH =
pKa +
log([A−]/[AH])
104
K= [Base1] ∗
[Acide2]/[Acide1] ∗
[Base2] = 10
104
n(titrante
ajout ) =eˊn(titreˊ
initial)
n(acide) = n(base
conjugu e)eˊ