Fiche de révision : Réaction chimique par échange de proton

pH d’une solution aqueuse

• $\text{pH} = -\log [\text{H}_3\text{O}^+]$
• $[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}}$
• Une solution est :
• acide si son pH est inférieur à 7 (entre 0 et 7) ;
• neutre si son pH est de 7 ;
• basique si son pH est supérieur à 7 (entre 7 et 14).

Équilibre acido-basique

• Une espèce acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton $\text{H}^+$.
• Une espèce basique est une espèce chimique capable de capter au moins un proton $\text{H}^+$.
• Lors d’une réaction acido-basique, une espèce basique $\text{A}^-$ ou acide $\text{AH}$ va gagner ou perdre un proton et ainsi devenir son acide ou sa base correspondante. On appelle ces deux espèces des espèces conjuguées, elles forment un couple acide-base $\text{AH}/\text{A}^-$.
• L’eau appartient à deux couples : c’est l’acide du couple $\text{H}_2\text{O}/\text{HO}^-$ et la base du couple $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$. Étant à la fois une base et un acide, on appelle une telle espèce un amphotère ou un ampholyte.
• Certaines réactions acido-basiques et plus généralement certaines réactions chimiques ne sont pas totales, elles atteignent un état d’équilibre chimique.
• Un acide faible $\text{AH}$, ou une base faible $\text{A}^-$ est une espèce qui ne réagit pas totalement avec l’eau : la réaction est équilibrée.
• L'autoprotolyse de l'eau s’écrit : $\text{H}_2\text{O}+ \text{H}_2\text{O} = \text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^- $
• Le produit ionique de l’eau est noté $Ke=[\text{H}_3\text{O}^+].[\text{HO}^-]$. À cette grandeur est associé le $pK_e$ : $pK_e=-\log K_e$
• Un acide est fort si sa réaction avec l’eau est totale. Le $\text{pH}$ d’une solution d’acide fort, en général, est : $\text{pH}=-\log \ C_0$
• Le pH d’une solution d’acide faible sera donc supérieur : $\text{pH} > -\log \ C_0$
• Une base est forte si sa réaction avec l’eau est totale. Le $\text{pH}$ d’une solution de base forte est :

$$\text{pH}=pK_e + \log C_0$$

À 25 °C $\text{pH}=14+\log C_0$

• Le pH d’une solution de base faible sera donc inférieur : $\text{pH} < 14 + \log C_0$
• Une réaction entre un acide fort et une base forte est totale.
• L’acide le plus fort pouvant exister dans l’eau est $\text{H}_3\text{O}^+$, la base la plus forte pouvant exister dans l’eau est $\text{HO}^-$.
• Une réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique.

Domaine de prédominance

• $K_a=\dfrac{[\text{A}^-]eq[\text{H}_3\text{O}^+]eq}{[\text{AH}]eq}$
• Le $pK_a$ d’un couple acide base est défini par $pK_a = -\log \ K_a$
• Le $pK_a$ d’un acide faible ou d’une base faible est compris entre 0 et 14.
• Le $pK_a$ d’un acide fort est inférieur ou égal à 0.
• Le $pK_a$ d’une base forte est supérieur ou égal à 14.
• Pour un acide faible, plus le $pK_a$ est bas et plus il sera dissocié.
• Pour une base faible, plus le $pK_a$ sera élevé et plus elle sera dissociée.
• Le $pK_a$ d’un couple $\text{AH}/\text{A}^-$ est lié au pH par la relation : $\text{pH} = pK_a + \log [\text{A}^-]/[\text{AH}]$.
• Donc si l’acide prédomine alors $[\text{A}^-]/[\text{AH}] < 1$ donc $\log [\text{A}^-]/[\text{AH}] < 0$ donc $\text{pH} < pK_a$.
• Et si la base prédomine alors $[\text{A}^-]/[\text{AH}] > 1$ donc $\log [\text{A}^-]/[\text{AH}] > 0$ donc $\text{pH} > pK_a$.

Contrôle de la valeur du pH

• Une solution tampon est composée d’un mélange d’un acide et de sa base conjuguée, son $\text{pH}$ est donc proche du $pK_a$ du couple utilisé.
• Une solution dont le $\text{pH}$ varie peu par addition modérée d’acide, de base ou par dilution modérée est une solution tampon.