(Bac S )

1. Le pH et sa mesure 1.1. Définition Le pH (ou potentiel hydrogène) d’une solution aqueuse est une grandeur sans dimension (  sans unité) définie par : Remarque : La mesure du pH permet de calculer la concentration molaire (exprimée en mol.L –1 ) en ions oxonium de la solution aqueuse par la relation : [H 3 O + ] = 10 –pH ([H 3 O + ] s’exprime alors en mol.L –1 ) 1.2. Mesure du pH Le pH d’une solution aqueuse peut être déterminé approximativement en utilisant du papier pH ou de manière plus précise avec un pH-mètre étalonné :

2. Les équilibres acido-basiques 2.1. Théorie de Brönsted-Lowry OOn appelle acide, une espèce chimique (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons (H + ) en solution aqueuse : AH (aq)  A – (aq) + H + (aq) Acide = donneur de proton (H + ) OOn appelle base, une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons en solution aqueuse : A – (aq) + H + (aq)  AH (aq) Base = accepteur de proton  Un couple acide/base (ou couple acido-basique) est constitué de deux espèces chimiques qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un proton. Les deux espèces chimiques sont dites conjuguées. On représente ce transfert par une demi-équation acido-basique : (couple AH/A – ) AH / A – (acide) (base) – H + + H +

Remarque : Le symbole «  » signifie que la réaction peut se dérouler dans les deux sens. Cas particulier de l’eau :  L’eau est une espèce amphotère (ou un ampholyte) : elle est, à la fois, l’acide d’un couple acido-basique et la base d’un autre couple acido-basique. Plus généralement : toute espèce chimique qui intervient dans deux couples acide-base est appelée ampholyte ou espèce chimique amphotère. Exemples : quelques couples acido-basiques à connaître

2.2. Les réactions acido-basiques Définition : Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons(s) entre l’acide d’un couple acido-basique et la base d’un autre couple. Les produits de la réaction sont les formes conjuguées des réactifs. L’équation de la réaction est : Acide 1 + Base 2  Base 1 + Acide 2 Cette équation de réaction est la somme de deux demi-équations de chacun des couples Acide / Base mis en jeu : Exemple :

2.4. Force des acides et des bases Définitions : - O- On appelle acide faible AH (respectivement base faible), un acide (respectivement une base) qui ne réagit pas totalement avec l’eau, sa réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre : ou - O- On appelle acide fort AH (respectivement base forte), un acide (respectivement une base) qui réagit totalement avec l’eau : ou A RETENIR : Acide fort Dans une solution d’acide fort, l’acide réagit totalement avec l’eau et la quantité de matière de AH restant peut être considérée comme nulle.  Le pH d’une solution aqueuse d’acide fort de concentration en soluté apporté c 0 (en mol.L –1 ) est : pH = – log c 0

Base forte Tout comme l’acide fort, une base forte réagit totalement avec l’eau : l’état final, la quasi- totalité de la base forte A –, initialement présente, a réagit.  Le pH d’une solution aqueuse de base forte de concentration en soluté apporté c 0 (en mol.L –1 ) est : pH = pK e + log c 0 (à 25°C : pH = 14 + log c 0 ) 3. Constante d’acidité d’un couple acido-basique 3.1. Définition  On appelle constante d’acidité dans l’eau d’un couple acide faible / base faible (AH / A – ), une grandeur, sans dimension, notée K A, caractéristique du couple acido-basique et définie par :  Le pK A d’un couple acide/base est une grandeur, sans dimension, comprise entre 0 et 14 et caractéristique du couple. Elle est définie par : pK A = – log K A

Remarque : plus un acide est fort plus son pKA est petit, de même plus une base est forte plus son pKA est grand.

3.2. Domaines de prédominance Définitions :  On dit qu’une espèce chimique X prédomine sur une espèce chimique Y dès que [X] > [Y] ;  Le pH d’une solution contenant un acide faible AH et sa base conjuguée A – est lié au K A du couple par la relation : (équation de Henderson-Hasselbach)  Le domaine (ou diagramme) de prédominance d’un couple acide faible/base faible est un axe gradué de pH sur lequel apparaissent les espèces qui prédominent en fonction de sa valeur par rapport au pK A du couple : Remarque : Un diagramme de distribution représente les proportions (pourcentage) de l’acide faible et de la base faible du couple acido-basique en fonction du pH :

 La construction d’un tel graphique permet de déterminer expérimentalement le pK A d’un couple acido-basique Le produit ionique de l’eau Dans l’eau et dans toute solution aqueuse se produit une transformation limitée appelée « autoprotolyse de l’eau », dont l’équation chimique est la suivante : 2 H 2 O (ℓ)  H 3 O + (aq) + HO¯ (aq)

Définitions :  Le produit ionique de l’eau est une grandeur sans dimension, notée K e et définie par : e pK e de l’eau est une grandeur, sans dimension, qui dépend de la température et définie par : pK e = – log K e Remarque : À 25°C, quelle que soit la concentration des ions oxonium, on aura toujours K e = 1,0  10 –14 soit pK e = 14.  Ainsi, connaissant le pH de la solution, on peut calculer la concentration en ion hydroxyde [HO – ] éq Les indicateurs colorés Définition : Un indicateur coloré de pH est une espèce chimique qui a la capacité de changer de couleur en fonction de l’acidité (au sens de Brønsted) du milieu dans lequel il se trouve.

A RETENIR : Les indicateurs colorés acido-basiques sont constitués par des couples acide/base dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes et le changement de couleur d’une solution contenant un indicateur coloré à lieu pour une valeur particulière du pH. Exemples : 3.5. Les solutions tampon On appelle solution tampon, une solution dont le pH varie peu malgré l’ajout d’une quantité modérée d’acide, de base ou lors d’une dilution modérée. Si l'un de ces trois critères n'est pas vérifié alors la solution est dite « solution pseudo-tampon ». Définition :

Le pH d’une solution tampon est donné par la relation d’Henderson :  Si on ajoute un acide fort à la solution tampon, il se produit la réaction d’équation suivante :  S Si on ajoute une base forte à la solution tampon, il se produit la réaction d’équation suivante :  Dans les deux cas, si la quantité d’acide fort ajouté ou de base forte ajoutée est inférieure aux quantités d’acide AH ou de base A – initiales, alors les concentrations [HA] et [A – ] varient peu, ce qui n’entraîne qu’une (très) faible variation du pH de la solution : c’est « l’effet tampon ». Exemples de solutions tampon : CH 3 COOH avec CH 3 COO –, ou encore NH 4 + avec NH 3 4. Les acides  -aminés 4.1. Définition

Ce sont des molécules organiques comportant deux groupes fonctionnels : sur un même atome de carbone se trouve un groupe carboxyle (–COOH), responsable de la nature acide de la molécule, et un groupe amine (–NH 2 ), responsable da la nature basique de la molécule : –COOH désigne la fonction acide carboxylique –NH 2 désigne la fonction amine –R est un radical Remarque : en solution comme à l'état solide, il y a transfert du proton de l'acide carboxylique sur l'amine pour donner une entité neutre, appelée zwitterion (ou amphion) :  Les acides  -aminés ont donc un comportement amphotère.

4.2. Domaine de prédominance