14 : Équilibres acido-basiques
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Ce chapitre illustrera la chimie des réactions acides-bases et des équilibres, et vous fournira des outils pour quantifier les concentrations d'acides et de bases dans les solutions.
- 14.1 : Acides et bases de Brønsted-Lowry
- Les composés qui donnent un proton (un ion hydrogène) à un autre composé sont appelés acides de Brønsted-Lowry. Le composé qui accepte le proton est appelé base de Brønsted-Lowry. L'espèce qui subsiste après la perte d'un proton par un acide de Brønsted-Lowry est la base conjuguée de l'acide. L'espèce qui se forme lorsqu'une base de Brønsted-Lowry gagne un proton est l'acide conjugué de la base. Les espèces amphiprotiques peuvent agir à la fois comme donneuses et accepteuses de protons. L'eau est l'espèce amphiprotique la plus importante.
- 14.2 : pH et PoH
- La concentration d'ion hydronium dans une solution d'un acide dans l'eau est supérieure à 1,0 × 10⁻M à 25 °C. La concentration d'ion hydroxyde dans une solution d'une base dans l'eau est supérieure à 1,0 × 10⁻¹M à 25 °C. La concentration de HO⁺ dans une solution peut être exprimée comme le pH de la solution ; pH=−log HO⁺. La concentration de OH− peut être exprimée en tant que PoH de la solution : POH = − log [OH−].
- 14.3 : Formats relatifs des acides et des bases
- Les forces des acides et des bases de Brønsted-Lowry dans les solutions aqueuses peuvent être déterminées par leurs constantes d'ionisation des acides ou des bases. Les acides plus forts forment des bases conjuguées plus faibles, et les acides plus faibles forment des bases conjuguées plus fortes. Ainsi, les acides forts sont complètement ionisés en solution aqueuse car leurs bases conjuguées sont des bases plus faibles que l'eau. Les acides faibles ne sont que partiellement ionisés parce que leurs bases conjuguées entrent en compétition avec succès avec l'eau pour la possession de protons.
- 14.4 : Hydrolyse des solutions salines
- Les propriétés caractéristiques des solutions aqueuses d'acides de Brønsted-Lowry sont dues à la présence d'ions hydronium ; celles des solutions aqueuses de bases de Brønsted-Lowry sont dues à la présence d'ions hydroxyde. La neutralisation qui se produit lorsque des solutions aqueuses d'acides et de bases sont combinées résulte de la réaction des ions hydronium et hydroxyde pour former de l'eau. Certains sels formés lors des réactions de neutralisation peuvent rendre les solutions du produit légèrement acides ou légèrement basiques.
- 14.5 : Acides polyprotiques
- Un acide qui contient plus d'un proton ionisable est un acide polyprotique. Les protons de ces acides s'ionisent par étapes. Les différences dans les constantes d'ionisation acide pour les ionisations successives des protons dans un acide polyprotique varient généralement d'environ cinq ordres de grandeur. Tant que la différence entre les valeurs successives de Ka de l'acide est supérieure à environ un facteur 20, il convient de décomposer les calculs des concentrations de manière séquentielle.
- 14.6 : Tampons
- Une solution contenant un mélange d'un acide et de sa base conjuguée, ou d'une base et de son acide conjugué, est appelée solution tampon. Contrairement à une solution acide, basique ou saline, la concentration en ions hydronium d'une solution tampon ne change pas beaucoup lorsqu'une petite quantité d'acide ou de base est ajoutée à la solution tampon. La base (ou l'acide) du tampon réagit avec l'acide (ou la base) ajouté.
- 14.7 : Titrages acido-basiques
- Une courbe de titrage est un graphique qui relie la variation du pH d'une solution acide ou basique au volume de titrant ajouté. Les caractéristiques de la courbe de titrage dépendent des solutions spécifiques à titrer. Le pH de la solution au point d'équivalence peut être supérieur, égal ou inférieur à 7,00. Le choix d'un indicateur pour un titrage donné dépend du pH attendu au point d'équivalence du titrage et de la plage de changement de couleur de l'indicateur.
- 14.E : Équilibres acido-basiques (exercices)
- Ce sont des exercices de devoirs pour accompagner le Textmap créé pour « Chemistry » par OpenStax.