Chapitre 1 : Les acides et les bases

1. Le ph et sa mesure 1.1. Définition Chapitre 1 : Les acides et les bases Rappel : le ph indique le caractère acide, neutre ou basique d une solution aqueuse, sur une échelle de à 14. Un milieu acide est caractérisé par la présence d ions oxonium H 3 O + qui proviennent de la fixation sur une molécule d eau d un proton H +. Une solution aqueuse est donc considérée comme acide si elle contient plus d ions H 3 O + que l eau pure, son ph est alors inférieur à 7. Un milieu basique est quant à lui caractérisé par la présence d ions hydroxyde HO formés par la perte d un proton H + par une molécule d eau. Si une solution aqueuse contient plus d ions HO que l eau pure, elle est basique et son ph est supérieur à 7. Définition Le ph (ou potentiel hydrogène) d une solution aqueuse est une grandeur sans dimension (sans unité) définie par : ph log + [H3O ] c + log[h O ] 3 1 c 1 mol.l log fonction mathématique + -1 [H3O ] concentration molaire en ions oxonium ( en mol.l ) logarithme décimal Remarques : La mesure du ph permet de calculer la concentration molaire (exprimée en mol.l 1 ) en ions oxonium de la solution aqueuse par la relation : [H 3 O + ] = 1 ph Le potentiel hydrogène (ou ph) mesure en fait «l'activité chimique» des ions hydrogène (H +, appelés aussi couramment protons) en solution. Notamment, en solution aqueuse, ces ions sont présents sous la forme d'ions oxonium (H 3 O + ) ; Le ph est une grandeur logarithmique : quand une solution devient dix fois plus acide ( [H 3 O + ] 1), son ph diminue d'une unité. Si elle devient 1 fois plus acide, le ph diminuera alors de deux unités. Et ainsi de suite (3 unités pour un facteur 1, etc.). À 25 C, le ph d une solution aqueuse est compris entre et 14 : CIDE Solution neutre ([H 3 O + ] s exprime alors en mol.l 1 ) BSE Solution de plus en plus acide [H 3 O + ] Solution de plus en plus basique [H 3 O + ] 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 11 12 13 14 ph

Exercice : 1) Déterminer le ph d une solution S 1 de concentration en ions H 3 O + égale à 5, 1 3 mol.l 1. 2) Déterminer la concentration en ions H 3 O + d une solution S 2 dont le ph est égal à 1,8. Réponses : 1) Par définition, ph = log [H 3 O + ].N. : ph = log (5, 1 3 ) = 2,3 2) On sait que ph = log [H 3 O + ] donc [H 3 O + ] = 1 ph.n. : [H 3 O + ] = 1 1,8 = 1,6 1 11 mol.l 1. 1.2. Mesure du ph [ TP n 1] Le ph d une solution aqueuse peut être déterminé approximativement en utilisant du papier ph ou de manière plus précise avec un ph-mètre étalonné : Papier ph (mesure approximative) ph-mètre (mesure précise mais avec incertitude) 2. Les uilibres acido-basiques 2.1. Théorie de Brönsted Joannes Nicolaus Brønsted (1879-1947), est un chimiste danois, né le 22 février 1879 à Varde (Danemark) et connu pour ses travaux sur la réaction chimique. Il formula en 1923 une théorie sur les acides et les bases, simultanément à celle du chimiste anglais Thomas Lowry. Elle porte le nom de théorie de Brønsted-Lowry ou plus simplement, théorie de Brønsted et s inspire d une théorie plus ancienne formulée par un chimiste suédois (Svante ugust rrhenius, 1859-1927), pionnier dans de nombreux domaines, qui reçu le prix Nobel de chimie en 193. Définitions (Théorie de Brønsted-Lowry) On appelle acide, une espèce chimique (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons (H + ) en solution aqueuse : H (aq) (aq) + H + (aq) cide = donneur de proton (H + ) On appelle base, une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons en solution aqueuse : (aq) + H + (aq) H (aq) Base = accepteur de proton Un couple acide/base (ou couple acido-basique) est constitué de deux espèces chimiques qui se transforment l une en l autre par transfert d un proton. Les deux espèces chimiques sont dites conjuguées. On représente ce transfert par une demi-uation acido-basique : H H (couple H/ ) Remarques : - Les demi-uations acido-basiques obéissent aux lois de conservations (matière et charges) ; - Le symbole signifie que la réaction peut se dérouler dans les deux sens.

Exemples : quelques couples acido-basiques à connaître Couple acide/base cide Demi-uation acido-basique Base HCOOH (aq) / HCOO HCOO (aq) HCOOH : acide méthanoïque HCOOH (aq) HCOO (aq) H : ion (aq) méthanoate CO CO 2, H 2 O/ HCO 2, H 2 O : dioxyde de carbone 3 (aq) CO dissous dans l eau 2,H2 O(aq) HCO3 (aq) H(aq) HCO 3 - (aq) / CO 3 2 (aq) HCO 3 : ion hydrogénocarbonate 2 3 (aq) 3 (aq) (aq) HCO 3 : ion hydrogénocarbonate HCO CO H CO 2 3 : Ion carbonate + NH 4 (aq) / NH 3 (aq) NH + 4 : ion ammonium NH4 (aq) NH3 (aq) H(aq) Cas particulier de l eau : NH 3 : ammoniac Couple acide/base cide Demi-uation acido-basique Base H 3 O + (aq) / H 2 O (l) H 3 O + : ion oxonium H3 O(aq) H2 O( ) H(aq) H 2 O : eau H 2 O (l) / HO (aq) H 2 O : eau H2 O( ) HO(aq) H(aq) HO : ion hydroxyde L eau est une espèce amphotère (ou un ampholyte) : elle est, à la fois, l acide d un couple acido-basique et la base d un autre couple acido-basique. Toute espèce chimique qui intervient dans deux couples acide-base est appelée ampholyte ou espèce chimique amphotère. 2.2. Équilibre chimique [ TP n 1] Rappel : le tableau d avancement Équation de la réaction : État du système vancement (mol) RECTIFS PRODUITS a + bb cc + dd n() n(b) n(c) n(d) État initial x = n() n(b) État intermédiaire x n() ax n(b) bx cx dx État final x max n() ax max n(b) bx max cx max dx max L avancement maximal x max de la réaction est tel que : n() ax max = x max = n() a ET / OU n(b) bx max = x max = nb ( ) b Si n() a < n(b) b alors est le réactif limitant x max = n() a ; Si n(b) b < n() a alors B est le réactif limitant x max = n(b) b ; Si n() a = n(b) b alors on avait au départ un mélange stœchiométrique x max = n() a Les quantités de matière initiales des réactifs étaient dans les mêmes proportions que les nombres stœchiométriques : n() n(b) a b Les quantités de matière respectent la stœchiométrique de la réaction. = n(b) b la fin de la transformation chimique, les réactifs ont totalement disparu et l état final n est constitué que des produits de la réaction..

Définition Dans certaines réactions, le réactif limitant ne disparait pas totalement à l état final : la transformation chimique atteint un état d uilibre, les quantités de matière des réactifs et des produits n évoluent plus. On constate alors que l avancement final x f ne correspond pas à l avancement maximal x max : Remarques : x f < x max - On symbolise un état d uilibre dans une uation de réaction par le symbole : la réaction peut alors se produire dans le sens direct () ou dans le sens indirect () ; - On peut modifier un état d uilibre par ajout de réactif(s) ou de produit(s) : le système évoluera alors pour rétablir l état d uilibre (principe de Le Chatelier 1 ). 2.3. Les réactions acido-basiques [ TP n 1] Définition Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons(s) entre l acide d un couple acido-basique et la base d un autre couple. Les produits de la réaction sont les formes conjuguées des réactifs. L uation de la réaction est : cide 1 + Base 2 Base 1 + cide 2 Cette uation de réaction est la somme de deux demi-uations de chacun des couples cide / Base mis en jeu : H 1 1 + H + 2 + H + H 2 (couple H 1 / 1 (aq) ) (couple H 2 / 2 (aq) ) H 1 (aq) + 2 (aq) 1 (aq) + H 2 (aq) Exemple : HCOOH HCOO H (aq) (aq) (aq) H O H H O 2 ( ) (aq) 3 (aq) HCOOH H O HCOO H O (aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq) 2.4. Force des acides et des bases Définitions - On appelle acide faible H (respectivement base faible), un acide (respectivement une base) qui ne réagit pas totalement avec l eau, sa réaction avec l eau conduit à un état d uilibre : H(aq) H2 O( ) (aq) H3 O(aq) ou (aq) H2 O( ) H(aq) HO(aq) - On appelle acide fort H (respectivement base forte), un acide (respectivement une base) qui réagit totalement avec l eau : H(aq) H2 O( ) (aq) H3 O(aq) ou (aq) H2 O( ) H(aq) HO(aq) Remarque : cas des acides et des bases forts - Cas d un acide fort : Dans une solution d acide fort, l acide réagit totalement avec l eau et la quantité de matière de H restant peut être considérée comme nulle. 1 Le principe de Le Chatelier, ou loi générale de modération, déduite d'observations expérimentales, a été énoncé par Henry Le Chatelier en 1884.

À l état final : n(h 3 O + ) f = x max = x f = c V [H 3 O + ] f = c ph = log [H 3 O + ] f = log c RETENIR : Le ph d une solution aqueuse d acide fort de concentration en soluté apporté c (en mol.l 1 ) est : - Cas d une base forte : ph = log c Tout comme l acide fort, une base forte réagit totalement avec l eau : l état final, la quasi-totalité de la base forte, initialement présente, a réagit. À l état final : n(ho ) f = x max = x f = c V [HO ] f = c (Voir 3.3) RETENIR : K H O HO e 3 f K K e e HO f 3 f HO c Le ph d une solution aqueuse de base forte de concentration en soluté apporté c (en mol.l 1 ) est : Exemples : ph = pk e + log c (à 25 C : ph = 14 + log c ) - cides forts : HCl, HNO 3, H 2 SO 4,... - Bases fortes : NaOH (hydroxyde de sodium), NH 2 (ion amidure),... - Les acides carboxyliques sont des acides faibles (Voir 2.3) : HCOOH CH 3 COOH CH 3 (CH 2 ) 16 COOH O acide formique acide acétique acide stéarique acide benzoïque - Les amines sont des bases faibles : N(CH 3 ) 3 Triméthylamine (N,N-dimethylmethanamine) - Les acides -aminés sont à la fois des acides faibles et des bases faibles ( Voir 3.4.4) : f ph pk log c e OH L ou S(+)-alanine L ou R(+)-cystéine Glycine L ou S()-tyrosine

3. Constante d acidité d un couple acido-basique 3.1. Définition [ PS n 1 ou ECE n 2] Lorsqu un acide faible H est introduit en solution aqueuse, il réagit avec l eau (base conjuguée du couple H 3 O + / H 2 O) selon la réaction d uation : H H O H O (aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq) Lorsqu une base faible est introduit en solution aqueuse, elle réagit avec l eau (acide du couple H 2 O / HO ) selon la réaction d uation : H O H HO (aq) 2 ( ) (aq) (aq) Dans les deux cas, lorsque le système chimique n évolue plus, les concentrations molaires (en mol.l 1 ) des espèces chimiques H et vérifient la relation : K H3O H Définitions On appelle constante d acidité dans l eau d un couple acide faible / base faible (H / ), une grandeur, sans dimension, notée K, caractéristique du couple acido-basique et définie par : K HO 3 H H K 1 H3O concentration molaire en ion oxonium (en mol.l ) 1 concentration molaire en base faible (en mol.l ) concentration molaire en ac 1 ide faible (en mol.l ) constante d'acidité du couple H / (sans unité) Le pk d un couple acide/base est une grandeur, sans dimension, comprise entre et 14 et caractéristique du couple. Elle est définie par : pk = log K Remarques : - La constante d acidité K d un couple dépend de la température ; - La constante d acidité K est une constante d uilibre ; - L analyse dimensionnelle de la relation ci-dessus nous indique qu en toute rigueur, il faudrait écrire : K H O 3 H c (avec c = 1 mol.l 1 ) - Lorsque les acides et les bases sont forts, leur réaction sur l eau est totale (complète) : il n y a donc plus d uilibre, et on ne peut pas définir une constante d uilibre (constante d acidité). Exemple : HCl (acide fort) n existe pas dans l eau. HC H C (g) (aq) (aq) H O H H O 2 ( ) (aq) 3 (aq) HC H O H O + C (g) 2 ( ) 3 (aq) (aq) - Plus un acide est fort plus son pk est petit, de même plus une base est forte plus son pk est grand :

Valeurs des pk de quelques couples acide/base à 25 C Nom de l acide Formule de l acide Formule de la base pk Ion oxonium H 3 O + H 2 O Eau H 2 O HO 14 Chlorhydrique HCl Cl 3 Ion ammonium + NH 4 NH 3 9,2 Sulfurique H 2 SO 4 HSO 4 3 Ion hydrogénosulfate HSO 4 2 SO 4 2 Éthanoïque CH 3 COOH CH 3 COO 4,8 Méthanoïque HCOOH HCOO 3,8 Carbonique H 2 CO 3 HCO 3 6,4 Ion hydrogénocarbonate HCO 3 2 CO 3 1,3 Exercice : déterminer la concentration en ion ammonium NH 4 + dans une solution d ammoniac NH 3 de ph = 1 et de concentration en ammoniac [NH 3 ] = 5, 1 4 mol.l 1. Réponse : Par définitions, K H O NH NH 4 3 3 et [H 3 O + ] = 1 ph 1 4 1 5, 1.N. : NH 4 = 7,9 1 5 mol.l 1 1 6,31 3.2. Domaines de prédominance donc NH 4 ph 1 NH3 Soit un couple acide faible/base faible présent dans une solution aqueuse dont on connait le ph. Les deux espèces chimiques (H et ) sont présentes simultanément dans la solution : H H O H O (aq) 2 ( ) (aq) 3 (aq) Les concentrations de ces espèces vérifient les relations suivantes : K K H O 3 avec H O 1 ph 3 H Soit : K H HO 3 log H O log K log H 3 ph pk log H On obtient alors : ph pk log H Trois situations possibles : Si [ ] = [H] alors ph = pk ; Si [ ] < [H] alors ph < pk car H 1 et log H : l espèce acide H est majoritaire (prédomine) ; Si [ ] > [H] alors ph > pk car 1 et H H log : l espèce basique est majoritaire (prédomine) ; On peut ainsi définir des domaines de prédominance de chaque espèce chimique (acide ou base).

Définitions On dit qu une espèce chimique X prédomine sur une espèce chimique Y dès que [X] > [Y] ; Le ph d une solution contenant un acide faible H et sa base conjuguée est lié au K du couple par la relation : ph pk log H (uation de Henderson-Hasselbach) Le domaine (ou diagramme) de prédominance d un couple acide faible/base faible est un axe gradué de ph sur lequel apparaissent les espèces qui prédominent en fonction de sa valeur par rapport au pk du couple : [H] = [ ] [H] > [ ] La forme acide (H) prédomine [ ] > [H] La forme basique ( ) prédomine ph pk Exercice : le pk du couple NH 4 + / NH 3 est 9,2. Représenter le diagramme de prédominance de l ammoniac. Réponse : [NH 4 + ] [NH 3 ] 9,2 ph Remarque : le diagramme de distribution (Voir PS n 1) Un diagramme de distribution représente les proportions (pourcentage) de l acide faible et de la base faible du couple acido-basique en fonction du ph : La construction d un tel graphique permet de déterminer expérimentalement le pk d un couple acido-basique.

Exemple : le diagramme de distribution du couple dioxyde carbone permet de retrouver ses deux pk (6,4 et 1,3). 3.3. Le produit ionique de l eau L eau étant neutre, elle contient la même quantité, en proportion très faible, d ions H 3 O + et HO. Dans l eau et dans toute solution aqueuse se produit une transformation limitée appelée «autoprotolyse de l eau», dont l uation chimique est la suivante : 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HO (aq) Cette réaction explique la formation des ions oxonium et hydroxyde dans l eau pure et permet de relier leurs concentrations par une uation, vraie pour toute solution aqueuse : [H 3 O + ] [HO ] = 1 14 = K e. K e est appelé «produit ionique de l eau», il est sans unité et toujours égal à 1 14 à 25 C. Définitions Le produit ionique de l eau est une grandeur sans dimension, notée K e et définie par : K H O HO e 3 HO 1 H O concentration en ion oxonium à l'uilibre (en mol.l ) 3 1 concentration en ion hydroxyde à l'uilibre (en mol.l ) Le pk e de l eau est une grandeur, sans dimension, qui dépend de la température et définie par : pk e = log K e Remarques : - À 25 C, quelle que soit la concentration des ions oxonium, on aura toujours K e = 1, 1 14 soit pk e = 14, ; insi, connaissant le ph de la solution, on peut calculer la concentration en ion hydroxyde [HO ]. - L analyse dimensionnelle implique qu en toute rigueur, il faudrait écrire : pk e 3.4. pplications 3.4.1. Contrôle du ph dans un milieu biologique Voir exercice n 33 p346 3.4.2. Les indicateurs colorés [TP n 2 & PS n 1] HO HO 3 (avec c = 1, mol.l 1 ) c c Définition Un indicateur coloré de ph est une espèce chimique qui a la capacité de changer de couleur en fonction de l acidité (au sens de Brønsted) du milieu dans lequel il se trouve.

L hélianthine est un colorant organique qui peut présenter, en solution aqueuse, deux formes de couleurs différentes : - La première forme de l hélianthine est de couleur rouge, sa formule est HN 3 C 14 H 14 SO 3, elle sera notée HInd. - La deuxième forme de l hélianthine est de couleur jaune, sa formule est N 3 C 14 H 14 SO 3 -, elle sera notée Ind. Lorsqu on ajoute de l acide chlorhydrique, la solution se colore en rouge u départ, la solution est de couleur jaune-orangée Lorsqu on ajoute de l hydroxyde de sodium, la solution se colore en jaune Interprétation : Rouge Jaune orangé Jaune La forme colorée acide HInd impose la couleur, [HInd] [Ind ]. L expérience montre qu il en est ainsi si [HInd] 1 [Ind ]. HInd est la forme prédominante. [HInd] [Ind ] La forme colorée basique Ind impose la couleur [Ind ] [HInd]. L expérience montre qu il en est ainsi si [Ind ] 1 [HInd]. Ind est la forme prédominante. Ind (aq) + H 3 O + (aq) HInd (aq) + H 2 O HInd (aq) Ind (aq) + H + (aq) HInd (aq) + HO (aq) Ind (aq) + H 2 O RETENIR : Les indicateurs colorés acido-basiques sont constitués par des couples acide/base dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes et le changement de couleur d une solution contenant un indicateur coloré à lieu pour une valeur particulière du ph. Exemples :

3.4.3. Les solutions tampon Dans le corps humain, le ph du sang est maintenu de manière précise entre 7,35 et 7,45. Cette régulation est assurée par la présence de plusieurs couples acido-basiques, dissous dans le plasma sanguin et qui exercent un effet dit «tampon». Définition On appelle solution tampon, une solution dont le ph varie peu malgré l ajout d une quantité modérée d acide, de base ou lors d une dilution modérée. Si l'un de ces trois critères n'est pas vérifié alors la solution est une solution pseudo-tampon. Le ph d une solution tampon est donné par la relation d Henderson : ph pk log H Pour préparer une solution tampon, on peut mélanger un acide faible H et sa base conjuguée à des concentrations voisines. Si les concentrations sont identiques alors le ph de la solution tampon sera égal au pk du couple. C est pourquoi, le couple H/ est choisi en fonction de son pk qui doit être proche du ph de la solution tampon que l on souhaite obtenir. Si on ajoute un acide fort à la solution tampon, il se produit la réaction d uation suivante : H O H H O (aq) 3 (aq) (aq) 2 ( ) Si on ajoute une base forte à la solution tampon, il se produit la réaction d uation suivante : H HO H O (aq) (aq) (aq) 2 ( ) Dans les deux cas, si la quantité d acide fort ajouté ou de base forte ajoutée est inférieure aux quantités d acide H ou de base initiales, alors les concentrations [H] et [ ] varient peu, ce qui n entraîne qu une (très) faible variation du ph de la solution : c est «l effet tampon». Exemples de solutions tampon : CH 3 COOH avec CH 3 COO, ou encore NH 4 + avec NH 3 Remarque : on évalue la capacité d'une solution tampon à lutter contre les changements de ph par son «pouvoir tampon». Régulation du ph sanguin Le principal système tampon acido-basique qui assure la régulation du ph dans le corps humain est le couple acide carbonique/ ion bicarbonate (pk (H 2 CO 3 /HCO 3 ) = 6,37) : HCO H H CO CO,H O anhydrase carbonique 3 (aq) (aq) 2 3 (aq) 2 2 (aq) Cette réaction est fortement déplacée vers la droite et catalysée par une enzyme plasmatique, l'anhydrase carbonique. insi, le ph du sang est donné par l'uation de Henderson-Hasselbach : HCO 3 ph 6,37 log H CO sang 2 3 sang

Exercice : on réalise une solution tampon en mélangeant de l ammoniac NH 3 et des ions ammonium NH 4 + afin d obtenir les concentrations suivantes : Quel sera le ph de cette solution tampon? Donnée : pk (NH 4 + /NH 3 ) = 9,2 [NH 3 ] = 1, 1 2 mol.l 1 et [NH 4 + ] = 1,6 1 2 mol.l 1 Réponse : NH3 Par définition, le ph de la solution est donné par la relation suivante : ph 9,2 log NH 4 2 1, 1.N. : ph 9,2 log 1,6 1 2 = 9, 4. Les acides -aminés 4.1. Définition Les acides -aminés jouent un rôle fondamental en biochimie comme constituants élémentaires des protéines : elles servent de «briques» de construction des protéines. Ce sont des molécules organiques comportant deux groupes fonctionnels : sur un même atome de carbone se trouve un groupe carboxyle (COOH), responsable de la nature acide de la molécule, et un groupe amine (NH 2 ), responsable da la nature basique de la molécule : COOH désigne la fonction acide carboxylique NH 2 désigne la fonction amine R est un radical Le radical, va conférer à l'acide -aminé ses propriétés, qui vont le distinguer des autres, car tous possèdent les fonctions acide carboxylique et amine, leur donnant des propriétés analogues. Remarque : en solution comme à l'état solide, il y a transfert du proton de l'acide carboxylique sur l'amine pour donner une entité neutre, appelée zwitterion (ou amphion) : Les acides -aminés ont donc un comportement amphotère. 4.2. Domaine de prédominance : Les acides carboxyliques [R CO 2 H] = [R CO 2 ] [R CO 2 H] > [R CO 2 ] La forme acide (RCO 2H) prédomine pk [R CO 2 ] > [R CO 2 H] La forme basique (RCO 2 ) prédomine pk e ph

Les amines [RNH 3 + ] = [RNH 2 ] [RNH 3 + ] > [RHN 2 ] La forme acide (RNH 3 + ) prédomine [RHN 2 ] > [RNH 3 + ] La forme basique (RNH 2) prédomine ph pk pk e Les acides -aminés [RCO 2 H] = [RCO 2 ] [RNH 3 + ] = [RNH 2 ] RCO 2 H prédomine pk 1 ph= 1 2 (pk 1 + RCO 2 prédomine pk 2 pk e ph RNH 3 + prédomine RNH 2 prédomine K 1 K 2 Exemples : Nom Glycine lanine 5. Les titrages acido-basiques Symbole Gly (G) la () Formule semi-développée pk 1 ( COOH) pk 2 ( COOH) + H 3 N CH 2 COO 2,35 9,78 + H 3 N CH(CH 3 ) COO 2,35 9,87 Voir chapitre 2 «Titrages ph-métriques» Pour aller plus loin : - Wikipedia.org (cide aminé) ; - Wikipedia.org (Équation de Henderson-Hasselbalch) ; - Wikipedia.org (Indicateurs colorés de ph) ; - Wikipedia.org (Dosage) ; - Les acides aminés.

Les objectifs de connaissance : Chapitre 1 : Les acides et les bases - Définir le ph d une solution aqueuse ; - Définir un acide et une base selon la théorie de Brönsted ; - Définir et utiliser la constante d acidité d un couple acide-base ; - Définir le produit ionique de l eau ; - Définir un état d uilibre. - Représenter/utiliser/interpréter le domaine de prédominance d un couple acide/bas ; - Interpréter/utiliser le diagramme de distribution d un couple acide/base ; - Définir une solution tampon ; - Définir un indicateur coloré. Les objectifs de savoir-faire : - Mesurer le ph d une solution aqueuse [TP n 1] ; - Déterminer le pk d un couple acido-basique [PS n 1]. Je dois savoir Oui Non - Définition des mots : ph, ph-mètre, acide (faible et fort), base (faible et forte), constante d acidité, produit ionique de l eau, état d uilibre, solution tampon, indicateur coloré, acide/base faibles, acide -aminé. - Calculer [H 3 O + ] à partir du ph d une solution aqueuse et inversement. (cf. 1.1) - Écrire la demi-uation acido-basique d un couple. (cf. 2.1) - Écrire l uation de la réaction acido-basique entre deux couples acide/base. (cf. 2.3) - Calculer le K (ou le pk ) d un couple acido-basique. (cf. 3.2) - Représenter/utiliser le domaine de prédominance d un couple acido-basique. (cf. 3.3) - Interpréter/utiliser le diagramme de distribution d un couple acido-basique. (cf. 3.3) - Calculer le ph d une solution tampon. (cf. 3.4) - Domaines de prédominance des acides carboxyliques, des amines et des acide -aminés (cf. 3.6.3)