Indicateurs colorés et équivalence d'un titrage acido-basique

Cette section aborde les applications pratiques des concepts acido-basiques, notamment dans le contexte des titrages, un sujet important pour le programme de physique-chimie en terminale.

Un indicateur coloré est une solution contenant un couple acido-basique dont l'acide et la base conjuguée ont des teintes différentes. Il est caractérisé par sa zone de virage, l'intervalle de pH dans lequel il passe d'une teinte à l'autre.

Définition: Un indicateur coloré est adapté pour un titrage acido-basique si le pH à l'équivalence est compris dans sa zone de virage.

Le document présente un exemple de courbe de titrage pH = f(VB) et montre comment choisir un indicateur coloré approprié.

Highlight: Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré adapté pour le titrage présenté dans l'exemple.

Solutions tampons et contrôle du pH

Cette partie traite des solutions tampons, un concept crucial pour comprendre la force des acides et des bases.

Définition: Une solution tampon est une solution dont la composition est telle que le pH varie peu par ajout de petites quantités d'acide ou de base, ou par dilution.

Une solution tampon est généralement constituée d'un mélange en proportions voisines d'un acide faible et de sa base conjuguée.

Exemple: Les acides α-aminés, qui peuvent exister sous forme d'amphions, sont des exemples intéressants de molécules pouvant former des solutions tampons.

Caractère acide, neutre ou basique d'une solution

Cette dernière partie aborde la détermination du caractère acide, neutre ou basique d'une solution, un concept fondamental pour comprendre la force des acides et des bases.

Dans l'eau pure et toute solution neutre, [H₃O⁺]eq = [HO⁻]eq. En utilisant le produit ionique de l'eau Ke, on peut démontrer que :

pH neutre = ½ pKe

Définition:

• Une solution est acide si [H₃O⁺]eq > [HO⁻]eq et pH < ½ pKe
• Une solution est neutre si [H₃O⁺]eq = [HO⁻]eq et pH = ½ pKe
• Une solution est basique si [H₃O⁺]eq < [HO⁻]eq et pH > ½ pKe

Le document conclut en rappelant que le caractère acide, neutre ou basique d'une solution dépend de la température.

Highlight: Les pKa des couples acide/base sont généralement compris entre ceux des couples de l'eau.

Acides et bases faibles

Ce chapitre introduit les concepts fondamentaux des acides et bases faibles, essentiels pour comprendre le programme de physique-chimie en terminale.

Un acide HA est considéré comme faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale, avec un taux d'avancement inférieur à 1. Cela se traduit par l'équation :

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ A⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

où [H₃O⁺]f < C, C étant la concentration initiale en acide apporté.

De même, une base A⁻ est faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale :

A⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ HA (aq) + HO⁻ (aq)

avec [HO⁻]f < C, C étant la concentration initiale en base apportée.

Exemple: Les acides carboxyliques RCOOH sont des exemples typiques d'acides faibles.

Exemple: Les ions carboxylates RCOO⁻, les amines et l'ammoniac NH₃ sont des bases faibles dans l'eau.

Le document aborde ensuite le cas limite des acides et bases fortes, qui réagissent totalement avec l'eau (taux d'avancement = 1).

Highlight: Pour un acide fort HA, on a [H₃O⁺]f = C, ce qui permet de calculer directement le pH : pH = -log C.

Exemple: L'acide chlorhydrique (H₃O⁺ + Cl⁻) et l'acide nitrique (H₃O⁺ + NO₃⁻) sont des acides forts dans l'eau.