Introduction à la chimie acido-basique

📋 Plan du Cours

1. Théorie de Brönsted
2. Couples acide-base
3. Semi-équations acido-basiques
4. Espèces amphotères
5. Schémas de Lewis
6. Réactions acido-basiques
7. Calcul du pH
8. Indicateurs colorés
9. pH-mètre et électrodes

📖 1. Théorie de Brönsted

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide selon Brönsted : Espèce chimique capable de céder un ion hydrogène (H+).
  Exemple : HA(aq) → A−(aq) + H+(aq)
  Point essentiel : La capacité à donner un proton est la caractéristique principale.

• Base selon Brönsted : Espèce chimique capable de capter un ion hydrogène (H+).
  Exemple : A−(aq) + H+(aq) → HA(aq)
  Point essentiel : La capacité à accepter un proton constitue la propriété clé.

• Couple acide-base conjugué : Deux espèces chimiques reliées par un transfert de H+ ; représenté par HA / A−.
  Exemple : RCO2H / RCO2−
  Point essentiel : La demi-équation associée est HA ⇆ A− + H+.

• Amphotérisme de l’eau : Capacité de l’eau à agir comme acide ou base, selon le contexte.
  Exemples : H3O+ / H2O et H2O / HO−
  Point essentiel : L’eau peut céder ou capter un proton, selon la situation.

• Liaisons polarisées et structure acide/base : La rupture d’une liaison O-H ou N-H polarisée libère un H+. La base possède un doublet non liant susceptible de capter H+.
  Exemple : Schémas de Lewis illustrant la polarisation et la disponibilité des doublets.