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Fiche de révision : Transformations acide-base, couples, pH et ion H⁺
Acide et base de Brønsted, couple acide-base et demi-équation ; les couples de l’eau, de l’acide carbonique, des acides carboxyliques et des amines, avec leurs schémas de Lewis ; l’équation d’une réaction acide-base, à partir des couples ou d’observations ; l’espèce amphotère ; le pH et la concentration en ions oxonium ; l’autoprotolyse de l’eau et le produit ionique Ke.
Transformations acide-base : couples, pH et ion H⁺
Fiche méthode
(Physique-chimie Tleᵉ spécialité · Constitution et transformations de la matière · Modéliser des transformations acide-base)
La démarche pour une transformation acide-base
1. Je repère les couples : deux espèces qui ne diffèrent que d’un ion H⁺ ; l’acide (un H et une charge +1 de plus) s’écrit en premier.
2. J’écris les demi-équations : acide = base + H⁺, sans électron, éléments et charge conservés.
3. J’établis l’équation : l’acide d’un couple cède, la base de l’autre capte ; j’additionne, H⁺ disparaît.
4. Je calcule : pH = −log([H₃O⁺]/c°), [H₃O⁺] = c° × 10−pH, et [HO⁻] par Ke.
5. Je conclus : acide, neutre ou basique, en comparant [H₃O⁺] et [HO⁻] (ou le pH à 7,0 à 25 °C).
Cas 1 · Trouver un couple acide-base
Réflexe — base conjuguée : un H en moins et une charge −1 ; acide conjugué : un H en plus et une charge +1.
Exemple. Acide conjugué de la diméthylamine (CH₃)₂NH, et couple correspondant.
On ajoute un H⁺ sur l’azote : ion diméthylammonium (CH₃)₂NH₂⁺. Couple (CH₃)₂NH₂⁺/(CH₃)₂NH, de demi-équation (CH₃)₂NH₂⁺ = (CH₃)₂NH + H⁺.
Attention — l’acide s’écrit toujours en premier ; aucun électron dans une demi-équation acide-base.
Cas 2 · Schéma de Lewis d’un ion
Réflexe — électrons de valence de tous les atomes, + 1 par charge −, − 1 par charge + ; puis doublets.
Exemple. Schéma de Lewis de l’ion ammonium NH₄⁺.
5 (N) + 4 × 1 (H) − 1 = 8 électrons, soit 4 doublets : quatre liaisons N–H, aucun doublet non liant ; l’azote, lié à quatre atomes, porte la charge +, entourée.
Attention — ion carboxylate : trois doublets non liants et la charge − sur l’oxygène qui a perdu H.
Cas 3 · Équation d’une réaction acide-base
Réflexe — acide₁ → base₁ + H⁺ ; base₂ + H⁺ → acide₂ ; j’additionne.
Exemple. Fluorure d’hydrogène HF et ammoniac ; couples HF/F⁻ et NH₄⁺/NH₃.
HF → F⁻ + H⁺ ; NH₃ + H⁺ → NH₄⁺. HF + NH₃ → F⁻ + NH₄⁺. Charge totale nulle à gauche comme à droite.
Attention — les deux réactifs viennent de deux couples différents ; H⁺ ne reste pas dans l’équation.
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Cas 4 · Reconnaître une espèce amphotère
Réflexe — elle a un acide conjugué ET une base conjuguée ; le partenaire choisit son rôle.
Exemple. Couples SO₂,H₂O/HSO₃⁻ et HSO₃⁻/SO₃²⁻ (ion hydrogénosulfite). Réactions de HSO₃⁻ avec H₃O⁺ et avec HO⁻.
HSO₃⁻ est base du premier couple, acide du second : amphotère. Avec H₃O⁺ : HSO₃⁻ + H₃O⁺ → SO₂,H₂O + H₂O. Avec HO⁻ : HSO₃⁻ + HO⁻ → SO₃²⁻ + H₂O.
Attention — amphotère ne veut pas dire neutre.
Cas 5 · Passer du pH à [H₃O⁺] et inversement
Réflexe — pH = −log([H₃O⁺]/c°) ; [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ mol·L⁻¹ ; une unité de pH = facteur 10.
Exemple. Acide chlorhydrique à 6,3 × 10⁻³ mol·L⁻¹ : pH ? Puis pH après une dilution d’un facteur 10.
[H₃O⁺] = c, donc pH = 2,2. Diluée 10 fois, [H₃O⁺] est divisée par 10 : pH ≈ 3,2.
Attention — diluer 2 fois ne fait monter le pH que de 0,3 ; et pH = −log c seulement si tout l’acide a donné H₃O⁺.
Cas 6 · Utiliser Ke
Réflexe — à 25 °C : [H₃O⁺] × [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ (concentrations en mol·L⁻¹).
Exemple. Solution de pH 10,2 à 25 °C : [HO⁻] ?
[H₃O⁺] = 10−10,2 ≈ 6,3 × 10⁻¹¹ mol·L⁻¹ ; [HO⁻] = ≈ 1,6 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹ : solution basique.
Attention — pH 7,0 = neutre seulement à 25 °C ; Ke augmente avec la température.
Les pièges
- Écrire le couple à l’envers (base/acide) ou mettre un électron dans une demi-équation acide-base.
- Croire que tous les H d’un acide carboxylique partent : seul celui du groupe –OH est cédé.
- Laisser H⁺ dans l’équation finale, ou faire réagir l’acide et la base d’un même couple.
- Oublier le signe moins : [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ, pas 10ᵖᴴ ; et croire le pH proportionnel à la concentration.
- Prendre Ke pour la concentration d’un ion, ou dire « pH 7 = neutre » à une autre température que 25 °C.
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