Le couple acide-base

Définitions

Acide (AH)
Espèce chimique qui peut libérer des ions $\ce{H^+}$
Noté $\ce{AH}$ car il a un atome d'hydrogène à libérer
Exemples : $\ce{H_3O^+}$, $\ce{COOH}$
Base (A-)
Espèce chimique qui peut capturer de l'hydrogène $\ce{H^+}$
Noté $\ce{A^-}$ car une charge négative permet d'accueillir un atome $\ce{H^+}$
Exemples : $\ce{OH^-}$, $\ce{COO^-}$
Ampholyte
Espèce à la fois acide et base
Exemple : l'eau cède de l'hydrogène pour synthétiser OH-, ou capture de l'hydrogène pour synthétiser H3O+

Couple acide/base

On parle de couple acide-base [AH]/[A-] car les deux réagissent en milieu aqueux (eau) pour synthétiser son conjugué respectif.

Reconnaître un acide et une base
L'acide possède généralement plus d'hydrogène, l'acidité est apporté par les ions H+
La base conjuguée possède une charge d'ions inférieure à l'acide
Dans les acides carboxyliques, le groupe carboxylique ($\ce{COOH}$) est responsable de l'acidité
Exemples de couples acide/base
$\ce{H_3O^+}$ / $\ce{H_2O}$
$\ce{H_2O}$ / $\ce{HO^-}$
$\ce{COOH}$ / $\ce{COO^-}$
$\ce{NH_4^+}$ / $\ce{NH_3}$
$\ce{HSO_4^{-}}$ / $\ce{SO_4^{2-}}$
Réactions entre deux couples acido-basiques
$\ce{Acide_1 <-> Base_1 + nH^+}$
$\ce{Base_2 + n^H+ <-> Acide_2}$
$\ce{Acide_1 + Base_2 <-> Base_1 + Acide_2}$ (Equation bilan)

Dissolution partielle/totale dans l'eau

Formule de dissociation dans l'eau
$\ce{AH + H_2O -> A^- + H_3O^+}$
$\ce{A^- + H_2O -> AH + OH^-}$
Acide/Base fort
En solution aqueuse, l'espèce forte se dissocie totalement en son espèce conjuguée.
Acide/Base faible
Ne se dissocie que partiellement dans l'eau

Dosage acido-basique

On réalise un dosage afin de mesurer la concentration des éléments d'une solution.

On utilise généralement de l'hydroxyde de sodium ou soude (NaOH) pour faire un dosage d'acide $\ce{AH + OH^- -> A^- + H_2O}$

Inversement, on utilise du chlorure d'hydrogène ou acide chlorhydrique (HCl) pour faire un dosage de base $\ce{A^- + H_3O^+ -> AH + H_2O}$

Rappel :

$\ce{NaOH (s) + H_2O (l) -> Na^+ (aq) + OH^- (aq) + H_2O (l)}$

$\ce{HCl (g) + H_2O (l) -> H_3O^+ (aq) + Cl^- (aq)}$

pH

Définition

Le potentiel hydrogène (pH) mesure l'activité chimique des ions hydrogènes (H+).

Le pH est au final un indice compris entre 0 et 14 :

Formule du pH

Le pH d'une solution est lié à la concentration en ion oxonium ($\ce{H_3O^+}$), qui apporte l'acidité, et est défini par la relation suivante : $$pH=-log[H_3O^+]$$

Selon la formule, on peut déduire la concentration $[\ce{H_3O^+}]=10^{-pH}$

En cinétique, cette formule s'utilise souvent pour faire les calculs d'avancement $x$ en fonction du $pH$ et du volume $V$. $$x_{final}=[\ce{H_3O^+}].V=10^{-pH}.V$$

Constante d'acidité

Constante d'acidité $K_a$
Elle tient compte de la concentration de $\ce{H_3O^+}$ ainsi que du rapport entre l'acide et la base présents en solution à l'équilibre.
En gros, plus la constante est grande, plus l'acide est fort !
$$K_a=\frac{[\ce{H_3O^+}]_e\times[A-]_e}{[AH]_e}$$
Indice de la constante d'acidité $pK_a$
Le $pK_a$ est un indice qui mesure la force d'acidité d'un couple acido-basique
$$\displaystyle{ph=pK_a + log \frac{[A-]_e}{[AH]_e}}$$
Plus le $pK_a$ est grand, plus l'acide est faible !
Si pH < $pK_a$, alors la forme acide domine le couple acido-basique