Résumé
Cette vidéo offre une révision complète des transformations acide-base, en commençant par les définitions d'acides et de bases selon Brönsted, puis en abordant les couples acide-base et les réactions qui les impliquent. Elle explique comment établir une équation de réaction acide-base et termine en reliant l'acidité d'une solution à son pH, avec les formules importantes à retenir.
- Définitions claires des acides et des bases selon Brönsted.
- Explication des couples acide-base et de leur notation.
- Méthode pour établir une équation de réaction acide-base.
- Lien entre la concentration en ions oxonium et le pH d'une solution.
Intro [0:00]
La vidéo introduit le cours sur les transformations acide-base, en annonçant qu'elle couvrira les définitions d'acides et de bases, les réactions acide-base et la quantification de l'acidité via le pH.
Qu'un acide ? Qu'est-ce qu'une base ? Définitions [0:22]
Selon la théorie de Brönsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs ions hydrogène (H+), tandis qu'une base est capable de capter un ou plusieurs ions hydrogène (H+). L'acide éthanoïque (CH3COOH) est cité comme exemple d'acide, car il peut céder un ion hydrogène pour devenir l'ion éthanoate (CH3COO-). L'ammoniaque (NH3) est présenté comme une base, car il peut capter un ion hydrogène pour former l'ion ammonium (NH4+).
Couple Acide / Base [1:51]
Un acide (AH) et une base (A-) sont dits "conjugués" s'ils sont liés par le transfert d'un ion hydrogène (H+), représenté par la demi-équation AH ⇄ A- + H+. Le couple acide-base est noté AH / A-, avec la forme acide toujours écrite en premier. L'acide éthanoïque et l'ion éthanoate forment le couple CH3COOH/CH3COO-, tandis que l'ion ammonium et l'ammoniaque forment le couple NH4+/NH3.
Schéma de Lewis (acide & base) [3:59]
Le caractère acide d'une molécule est lié à la présence d'une liaison polarisée entre un atome d'hydrogène et un atome plus électronégatif (O, N, etc.). Dans les acides carboxyliques, la liaison O-H est fragilisée, permettant la libération d'un ion H+. Les bases, quant à elles, possèdent un atome avec un ou plusieurs doublets non liants, capables de capter un ion hydrogène H+. Les amines, avec leur atome d'azote portant un doublet non liant, sont des bases typiques.
Espèces amphotères (ampholyte) [5:56]
Une espèce amphotère peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base, appartenant ainsi à deux couples acide-base différents. L'eau (H2O) est un exemple classique : elle est l'acide conjugué de l'ion hydroxyde (HO-) dans le couple H2O/HO- et la base conjuguée de l'ion oxonium (H3O+) dans le couple H3O+/H2O.
Réaction acide - base [6:58]
Une réaction acide-base se produit lorsque l'acide d'un couple réagit avec la base d'un autre couple, formant les espèces conjuguées des réactifs. L'équation de réaction est obtenue à partir des demi-équations acidobasiques de chaque couple.
MÉTHODE : Établir une équation de réaction acide - base [7:30]
Pour établir une équation de réaction acide-base, il faut suivre trois étapes : identifier les deux couples en jeu, écrire les demi-équations correspondantes en plaçant les réactifs (acide et base) à gauche, et sommer les deux demi-équations pour obtenir l'équation bilan, en s'assurant qu'elle soit équilibrée. L'équation est écrite avec une double flèche si la transformation est non totale, et avec une simple flèche si elle est totale.
pH d'une solution (formules à retenir !) [9:17]
Le pH d'une solution aqueuse est lié à la concentration en ions oxonium (H3O+) par la relation pH = -log([H3O+]/C°), où C° est la concentration standard (1 mol/L). Réciproquement, [H3O+] = C° × 10^-pH. Pour mesurer le pH, on peut utiliser du papier pH ou un pH-mètre. Le pH varie de 0 à 14 : une solution est neutre à pH 7, acide si pH < 7 et basique si pH > 7. Plus la concentration en ions oxonium est élevée, plus la solution est acide et plus le pH est faible.
Bon courage pour la suite :-) [11:28]
La vidéo encourage les spectateurs à partager la vidéo et à s'entraîner avec des exercices corrigés disponibles dans une playlist.