Acides et bases

Objectif d'apprentissage 8.1.A : Calculer les valeurs de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, basé sur $K_w$ et la concentration de toutes les espèces présentes dans une solution neutre d'eau.

• 8.1.A.1 Les concentrations d'ion hydronium et d'ion hydroxyde sont souvent rapportées sous forme de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, respectivement.
  • Équation : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Équation : $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Les termes « ion hydrogène » et « ion hydronium » ainsi que les symboles $\mathrm{H^+}(aq)$ et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont souvent utilisés indifféremment pour l'ion aqueux de l'hydrogène. L'ion hydronium et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont préférés, mais $\mathrm{H^+}(aq)$ est également accepté à l'examen AP.
• 8.1.A.2 L'eau s'autoprotolyse avec une constante d'équilibre $K_w$.
  • Équation : $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ à 25°C
• 8.1.A.3 Dans l'eau pure, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ est appelé une solution neutre. À 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ et donc $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Équation : $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ à 25°C
• 8.1.A.4 La valeur de $K_w$ dépend de la température, donc le pH de l'eau pure et neutre s'écartera de 7.0 à des températures autres que 25°C.

Objectif d'apprentissage 8.1.A : Calculer les valeurs de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, basé sur $K_w$ et la concentration de toutes les espèces présentes dans une solution neutre d'eau.

• 8.1.A.1 Les concentrations d'ion hydronium et d'ion hydroxyde sont souvent rapportées sous forme de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, respectivement.
  • Équation : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Équation : $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Les termes « ion hydrogène » et « ion hydronium » ainsi que les symboles $\mathrm{H^+}(aq)$ et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont souvent utilisés indifféremment pour l'ion aqueux de l'hydrogène. L'ion hydronium et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont préférés, mais $\mathrm{H^+}(aq)$ est également accepté à l'examen AP.
• 8.1.A.2 L'eau s'autoprotolyse avec une constante d'équilibre $K_w$.
  • Équation : $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ à 25°C
• 8.1.A.3 Dans l'eau pure, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ est appelé une solution neutre. À 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ et donc $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Équation : $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ à 25°C
• 8.1.A.4 La valeur de $K_w$ dépend de la température, donc le pH de l'eau pure et neutre s'écartera de 7.0 à des températures autres que 25°C.

Objectif d'apprentissage 8.2.A : Calculer $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$ basé sur les concentrations de toutes les espèces dans une solution d'acide fort ou de base forte.

• 8.2.A.1 Les molécules d'un acide fort (p. ex., $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ et $\mathrm{HNO_3}$) s'ionisent complètement en solution aqueuse pour produire des ions hydronium et la base conjuguée de l'acide. Par conséquent, la concentration de $\mathrm{H_3O^+}$ dans une solution d'acide fort est égale à la concentration initiale de l'acide fort, et ainsi le $\mathrm{pH}$ de la solution d'acide fort est facilement calculable.
• 8.2.A.2 Lorsqu'elles sont dissoutes en solution, les bases fortes (p. ex., les hydroxydes des groupes I et II) se dissocient complètement pour produire des ions hydroxyde. Par conséquent, la concentration de $\mathrm{OH^-}$ dans une solution de base forte est égale à la concentration initiale d'un hydroxyde du groupe I et double la concentration initiale d'un hydroxyde du groupe II, et ainsi le $\mathrm{pOH}$ (et $\mathrm{pH}$) de la solution de base forte est facilement calculable.

Objectif d'apprentissage 8.3.A : Expliquer la relation entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ et les concentrations de toutes les espèces dans une solution d'acide faible monoprotique ou de base faible.

• 8.3.A.1 Les acides faibles réagissent avec l'eau pour produire des ions hydronium. Cependant, seulement un petit pourcentage de molécules d'un acide faible s'ionisera de cette manière. Ainsi, la concentration de $\mathrm{H_3O^+}$ est beaucoup inférieure à la concentration initiale de l'acide moléculaire, et la grande majorité des molécules d'acide restent non ionisées.
• 8.3.A.2 Une solution d'acide faible implique un équilibre entre un acide non ionisé et sa base conjuguée. La constante d'équilibre pour cette réaction est $K_a$, souvent rapportée sous $\mathrm{p}K_a$. Le pH d'une solution d'acide faible peut être déterminé à partir de la concentration initiale de l'acide et du $\mathrm{p}K_a$.
  • Équation : $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Équation : $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 Les bases faibles réagissent avec l'eau pour produire des ions hydroxyde en solution. Cependant, ordinairement seulement un petit pourcentage des molécules d'une base faible en solution s'ionisera de cette manière. Ainsi, la concentration de $\mathrm{OH^-}$ dans la solution n'est pas égale à la concentration initiale de la base, et la grande majorité des molécules de base restent non ionisées.
• 8.3.A.4 Une solution de base faible implique un équilibre entre une base non ionisée et son acide conjugué. La constante d'équilibre pour cette réaction est $K_b$, souvent rapportée sous $\mathrm{p}K_b$. Le $\mathrm{pH}$ d'une solution de base faible peut être déterminé à partir de la concentration initiale de la base et du $\mathrm{p}K_b$.
  • Équation : $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • Équation : $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 Le pourcentage d'ionisation d'un acide faible (ou base) peut être calculé à partir de sa $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) et de la concentration initiale de l'acide (base). Le pourcentage d'ionisation peut également être calculé à partir de la concentration initiale de l'acide (base) et de la concentration d'équilibre de l'une des espèces dans l'expression d'équilibre.
• 8.3.A.6 Pour toute paire acide-base conjuguée, la constante d'ionisation acide et la constante d'ionisation base sont liées par $K_w$ :
  • Équation : $K_w = K_a \times K_b$
  • Équation : $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Objectif d'apprentissage 8.4.A : Expliquer la relation entre les concentrations des espèces principales dans un mélange d'acides et de bases faibles et forts.

• 8.4.A.1 Lorsqu'un acide fort et une base forte sont mélangés, ils réagissent quantitativement selon une réaction représentée par l'équation : $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. Le pH de la solution résultante peut être déterminé à partir de la concentration du réactif en excès.
• 8.4.A.2 Lorsqu'un acide faible et une base forte sont mélangés, ils réagissent quantitativement dans une réaction représentée par l'équation : $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Si l'acide faible est en excès, alors une solution tampon est formée, et le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équation de Henderson-Hasselbalch (H–H) (voir 8.9.A.1). Si la base forte est en excès, alors le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir des moles d'ion hydroxyde en excès et du volume total de la solution. S'ils sont équimolaires, alors le (légèrement basique) $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équilibre représenté par l'équation : $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 Lorsqu'une base faible et un acide fort sont mélangés, ils réagiront quantitativement selon une réaction représentée par l'équation : $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Si la base faible est en excès, alors une solution tampon se forme, et le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équation H–H. Si l'acide fort est en excès, alors le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir des moles d'ions hydronium en excès et du volume total de solution. S'ils sont équimolaires, alors le (légèrement acide) $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équilibre représenté par l'équation : $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 Lorsqu'un acide faible et une base faible sont mélangés, ils réagiront jusqu'à un état d'équilibre dont la réaction peut être représentée par l'équation : $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Objectif d'apprentissage 8.5.A : Expliquer les résultats du titrage d'une solution d'acide ou de base mono- ou polyprotique, en relation avec les propriétés de la solution et de ses composants.

• 8.5.A.1 Une réaction acido-basique peut être réalisée dans des conditions contrôlées lors d'un titrage. Une courbe de titrage, représentant $\mathrm{pH}$ en fonction du volume de titrant ajouté, est utile pour synthétiser les résultats d'un titrage.
• 8.5.A.2 Au point d'équivalence pour les titrages d'acides ou de bases monoprotiques, le nombre de moles de titrant ajouté est égal au nombre de moles d'analyte initialement présent. Cette relation peut être utilisée pour obtenir la concentration de l'analyte. C'est le cas pour les titrages d'acides/bases forts et d'acides/bases faibles.
• 8.5.A.3 Pour les titrages d'acides/bases faibles, il est utile de considérer le point situé à mi-chemin vers le point d'équivalence, c'est-à-dire le demi-point d'équivalence. À ce point, il y a des concentrations égales de chaque espèce de la paire acide-base conjuguée, par exemple, pour un acide faible $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Puisque $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ lorsque l'acide conjugué et la base ont des concentrations égales, le $\mathrm{p}K_a$ peut être déterminé à partir du $\mathrm{pH}$ au demi-point d'équivalence dans un titrage.
• 8.5.A.4 Au point d'équivalence, le pH est déterminé par les espèces principales en solution. Les titrages d'acides et de bases forts aboutissent à un pH neutre au point d'équivalence. Cependant, dans les titrages d'acides faibles (bases faibles), la base conjuguée de l'acide faible (acide conjugué de la base faible) est présente au point d'équivalence et peut subir des réactions de transfert de protons avec l'eau environnante, produisant des solutions basiques (acides).
• 8.5.A.5 Pour les acides polyprotiques, les courbes de titrage peuvent être utilisées pour déterminer le nombre de protons acides. En procédant ainsi, les espèces principales présentes à tout point le long de la courbe peuvent être identifiées, ainsi que les $\mathrm{p}K_a$ associés à chaque proton dans un acide polyprotique faible.
  • Énoncé d'exclusion : Le calcul de la concentration de chaque espèce présente dans la courbe de titrage pour les acides polyprotiques ne sera pas évalué à l'examen AP. De tels calculs pour le titrage d'acides monoprotiques font partie du programme (voir 8.4.A.2 et 8.4.A.3), tout comme le raisonnement qualitatif concernant quelles espèces sont présentes en grandes ou petites concentrations à tout moment d'un titrage d'un acide polyprotique.

Objectif d'apprentissage 8.6.A : Expliquer la relation entre la force d'un acide ou d'une base et la structure de la molécule ou de l'ion.

• 8.6.A.1 Les protons d'une molécule qui participeront aux réactions acido-basiques, ainsi que la force relative de ces protons, peuvent être déduits de la structure moléculaire.
  • i. Les acides forts (tels que $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ et $\mathrm{HNO_3}$) ont des bases conjuguées très faibles stabilisées par l'électronegativité, les effets inductifs, la résonance ou une combinaison de ceux-ci.
  • ii. Les acides carboxyliques sont une classe courante d'acides faibles.
  • iii. Les bases fortes (telles que les hydroxydes de groupe I et II) ont des acides conjugués très faibles.
  • iv. Les bases faibles courantes incluent les bases azotées telles que l'ammoniac ainsi que les ions carboxylates.
  • v. Les éléments électro négatifs ont tendance à stabiliser la base conjuguée par rapport à l'acide conjugué, augmentant ainsi la force acide.

Objectif d'apprentissage 8.7.A : Expliquer la relation entre la forme prédominante d'un acide faible ou d'une base faible en solution à un $\mathrm{pH}$ donné et le $\mathrm{p}K_a$ de l'acide conjugué ou le $\mathrm{p}K_b$ de la base conjuguée.

• 8.7.A.1 L'état de protonation d'un acide ou d'une base (c.-à-d., les concentrations relatives de $\mathrm{HA}$ et $\mathrm{A^-}$) peut être prédit en comparant le $\mathrm{pH}$ d'une solution au $\mathrm{p}K_a$ de l'acide dans cette solution. Lorsque la solution $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forme acide a une concentration plus élevée que la forme basique. Lorsque la solution $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forme basique a une concentration plus élevée que la forme acide.
• 8.7.A.2 Les indicateurs acido-basiques sont des substances qui présentent des propriétés différentes (telles que la couleur) dans leur état protoné versus déprotoné, faisant en sorte que cette propriété réponde au $\mathrm{pH}$ d'une solution.
• 8.7.A.3 Pour obtenir des résultats précis lors d'une expérience de titrage, il faut choisir des indicateurs acido-basiques ayant un $\mathrm{p}K_a$ proche du $\mathrm{pH}$ au point d'équivalence.

Objectif d'apprentissage 8.8.A : Expliquer la relation entre la capacité d'un tampon à stabiliser $\mathrm{pH}$ et les réactions qui se produisent lorsqu'un acide ou une base est ajouté à une solution tamponnée.

• 8.8.A.1 Une solution tampon contient une grande concentration des deux membres d'une paire acide-base conjuguée. L'acide conjugué réagit avec la base ajoutée et la base conjuguée réagit avec l'acide ajouté. Ces réactions sont responsables de la capacité d'un tampon à stabiliser $\mathrm{pH}$.

Objectif d'apprentissage 8.9.A : Identifier le $\mathrm{pH}$ d'une solution tampon sur la base de l'identité et des concentrations de la paire acide-base conjuguée utilisée pour créer le tampon.

• 8.9.A.1 Le $\mathrm{pH}$ du tampon est lié au $\mathrm{p}K_a$ de l'acide et au rapport de concentration de la paire acide-base conjuguée. Cette relation est une conséquence de l'expression d'équilibre associée à la dissociation d'un acide faible, et est décrite par l'équation de Henderson-Hasselbalch. L'ajout de petites quantités d'acide ou de base à une solution tamponnée ne modifie pas significativement le rapport de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ et ne modifie donc pas significativement le $\mathrm{pH}$ de la solution. Le changement de $\mathrm{pH}$ lors de l'ajout d'acide ou de base à une solution tamponnée est donc bien moindre qu'il ne l'aurait été en l'absence de tampon.
  • Équation : $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Énoncé d'exclusion : Le calcul du changement de pH résultant de l'ajout d'un acide ou d'une base à un tampon ne sera pas évalué à l'examen AP.
  • Énoncé d'exclusion : La dérivation de l'équation de Henderson-Hasselbalch ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 8.10.A : Expliquer la relation entre la capacité tampon d'une solution et les concentrations relatives des composants acide conjugué et base conjuguée de la solution.

• 8.10.A.1 Augmenter la concentration des composants du tampon (tout en maintenant le ratio de ces concentrations constant) garde le $\mathrm{pH}$ du tampon identique mais augmente la capacité du tampon à neutraliser un acide ou une base ajoutés.
• 8.10.A.2 Lorsqu'un tampon contient plus d'acide conjugué que de base, il a une plus grande capacité tampon pour l'ajout de base que d'acide. Lorsqu'un tampon contient plus de base que d'acide conjugué, il a une plus grande capacité tampon pour l'ajout d'acide que de base.

Objectif d'apprentissage 8.11.A : Identifier l'effet qualitatif des changements de pH sur la solubilité d'un sel.

• 8.11.A.1 La solubilité d'un sel est sensible au pH lorsque l'un des ions constitutifs est un acide faible, une base faible ou l'ion hydroxyde. Ces effets peuvent être compris qualitativement à l'aide du principe de Le Châtelier.
  • Énoncé d'exclusion : Les calculs de solubilité en fonction du pH ne seront pas évalués à l'examen AP.