Transformation acide-base : pH, réactions, amines et acides carboxyliques

Acides, bases et couples de Brønsted

Définitions de Brønsted

• Acide : Espèce capable de céder un proton $H^+$.
• Base : Espèce capable de capter un proton $H^+$.
• Amphotère : Espèce qui réagit comme acide ou base, ex. l'eau ($H_2O$).

Couple acide-base

Demi-équation conjuguée : $AH = A^- + H^+$

Exemple : $CH_3CO_2H = CH_3CO_2^- + H^+$

💡 Astuce : Un proton $H^+$ n'existe jamais seul en solution, il s'associe à l'eau pour former $H_3O^+$.

Couples clés de la chimie

Couples du carbone et de l'eau

• L'ion hydrogénocarbonate : L'espèce amphotère $HCO_3^-$ appartient aux couples $CO_2, H_2O / HCO_3^-$ et $HCO_3^- / CO_3^{2-}$.
• Acide carboxylique : Couple de type $RCO_2H / RCO_2^-$ (acide faible).
• Amine : Couple de type $R-NH_3^+ / R-NH_2$ (base faible).

💡 Astuce : Pour repérer l'acide d'un couple, cherche toujours l'espèce qui possède le proton $H^+$ supplémentaire.

Le pH et les ions oxonium

Formules et calculs

• Formule du pH : Définie par $pH = -\log\left(\frac{[H_3O^+]}{c^\circ}\right)$ avec $c^\circ = 1\text{ mol.L}^{-1}$.
• Concentration : Retrouve les ions oxonium via $[H_3O^+] = c^\circ \times 10^{-pH}$.

Exemple : Si $[H_3O^+] = 10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}$ : $pH = -\log(10^{-3}) = 3$

💡 Attention : Plus le pH est bas, plus la concentration en ions $H_3O^+$ est élevée et la solution acide.