Chapitre 2: Les équilibres Ioniques en Solution

Chapitre 2 : Les Équilibres Ioniques en Solution


Acides et Bases

Théories de Brønsted-Lowry et de Lewis

Théorie de Brønsted-Lowry :

  • Acide : Donneur de protons (H⁺).
  • Base : Accepteur de protons (H⁺).
  • Exemple : HCl+H2OCl+H3O
    • HCl est un acide car il donne un proton.
    • H2O est une base car il accepte un proton.

Théorie de Lewis :

  • Acide : Accepteur de paire d'électrons.
  • Base : Donneur de paire d'électrons
Exemple
  • BF3 est un acide car il accepte une paire d'électrons.
  • NH3 est une base car il donne une paire d'électrons.

Constantes d'acidité (Ka) et de basicité (Kb)

  • Constante d'acidité (Ka) : Mesure la force d'un acide en solution.
    • HAH++A-
    • Ka=[H+][A]/[HA]
  • Constante de basicité (Kb) : Mesure la force d'une base en solution.
    • B+H2OBH++OH
    • Kb=[BH+][OH]/[B]
  • Relation entre Ka et Kb :
    • Pour un couple acide-base conjugué, KaKb=K
    • Kw est le produit ionique de l'eau, .

Calculs de pH et pOH

  • pH : Mesure de l'acidité d'une solution.   pH=log[H+
  • pOH : Mesure de la basicité d'une solution.   pOH=log[OH]
  • Relation entre pH et pOHpH+pOH=14 à 25°C.
  • Calculs pratiques :
    • Pour une solution d'acide fort : [H+]Ca
    • Pour une solution de base forte : [OH]Cb
    • Pour un acide faible : utiliser Ka
    • Pour une base faible : utiliser Kb

Solutions Tampons

Définition et constitution des solutions tampons

  • Solution tampon : Solution qui résiste aux variations de pH lors de l'ajout de petites quantités d'acide ou de base.
  • Constitution : Généralement un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée, ou une base faible et son acide conjugué.
    • Exemple : Acide acétique (CH3COOH) et acétate de sodium (CH3COONa).

Capacité tampon et applications

  • Capacité tampon : Quantité d'acide ou de base que peut absorber une solution tampon avant que le pH ne change significativement.
  • Applications :
    • Maintien du pH dans les systèmes biologiques (sang, fluides cellulaires).
    • Contrôle du pH dans les réactions chimiques et industrielles.

Solubilité et Produit de Solubilité (Ksp)

Définition de Ksp

  • Produit de solubilité (Ksp) : Produit des concentrations des ions en solution, chaque concentration étant élevée à la puissance correspondant au coefficient stœchiométrique de l'ion dans l'équation de dissociation.
    • Pour un sel AB : ABA++B
    • Ksp=[A+][B]

Calculs de solubilité

  • Solubilité (s) : Quantité maximale de soluté qui peut se dissoudre dans un solvant pour former une solution saturée.
    • Pour un sel AB\text{AB} :
      • Ksp=s2 si et B sont 1
      • Pour A2B : Ksp=4s3
      • Pour A3B2 : Ksp=27s5K_{sp} = 27s^5

Effet d'ions communs sur la solubilité

  • Effet d'ions communs : La solubilité d'un sel diminue en présence d'un ion commun.
    • Exemple : La solubilité du chlorure d'argent (AgC) diminue en présence d'ions Clprovenant du chlorure de sodium (NaCl).
    • Explication : L'ajout d'un ion commun déplace l'équilibre vers la gauche (principe de  Chatelier), réduisant ainsi la solubilité.