Le couple acide-base

Définitions

Acide (AH)
Espèce chimique qui peut libérer des ions HX+\ce{H^+}
Noté AH\ce{AH} car il a un atome d’hydrogène à libérer
Exemples : HX3OX+\ce{H_3O^+}, COOH\ce{COOH}
Base (A-)
Espèce chimique qui peut capturer de l’hydrogène HX+\ce{H^+}
Noté AX\ce{A^-} car une charge négative permet d’accueillir un atome HX+\ce{H^+}
Exemples : OHX\ce{OH^-}, COOX\ce{COO^-}
Ampholyte
Espèce à la fois acide et base
Exemple : l’eau HX2O\ce{H_2O} cède de l’hydrogène pour synthétiser OHX\ce{OH^-}, ou capture de l’hydrogène pour synthétiser HX3OX+\ce{H_3O^+}

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 (COOH\ce{COOH}) est responsable de l’acidité
Exemples de couples acide/base
HX3OX+\ce{H_3O^+} / HX2O\ce{H_2O}
HX2O\ce{H_2O} / HOX\ce{HO^-}
COOH\ce{COOH} / COOX\ce{COO^-}
NHX4X+\ce{NH_4^+} / NHX3\ce{NH_3}
HSOX4X\ce{HSO_4^{-}} / SOX4X2\ce{SO_4^{2-}}
Réactions entre deux couples acido-basiques
AcideX1BaseX1+nHX+\ce{Acide_1 <-> Base_1 + nH^+}
BaseX2+nXH+AcideX2\ce{Base_2 + n^H+ <-> Acide_2}
AcideX1+BaseX2BaseX1+AcideX2\ce{Acide_1 + Base_2 <-> Base_1 + Acide_2} (Equation bilan)

Dissolution partielle/totale dans l’eau

Formule de dissociation dans l’eau
AH+HX2OAX+HX3OX+\ce{AH + H_2O -> A^- + H_3O^+}
AX+HX2OAH+OHX\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 AH+OHXAX+HX2O\ce{AH + OH^- -> A^- + H_2O}

Inversement, on utilise du chlorure d’hydrogène ou acide chlorhydrique (HCl) pour faire un dosage de base AX+HX3OX+AH+HX2O\ce{A^- + H_3O^+ -> AH + H_2O}

Rappel :

NaOH(s)+HX2O(l)NaX+(aq)+OHX(aq)+HX2O(l)\ce{NaOH (s) + H_2O (l) -> Na^+ (aq) + OH^- (aq) + H_2O (l)}

HCl(g)+HX2O(l)HX3OX+(aq)+ClX(aq)\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 :

  • Un pH est neutre à 7.
  • Il est acide lorsqu’inférieur à 7
    • beaucoup d’acide dans la solution
    • ex: [HX3OX+]=102mol.l1[\ce{H_3O^+}]=10^{-2} mol.l^{-1}
  • Il est basique lorsque supérieur à 7
    • peu d’acide dans la solution
    • ex: [HX3OX+]=1012mol.l1[\ce{H_3O^+}]=10^{-12} mol.l^{-1}

Formule du pH

Le pH d’une solution est lié à la concentration en ion oxonium (HX3OX+\ce{H_3O^+}), qui apporte l’acidité, et est défini par la relation suivante :

pH=log[H3O+]pH=-log[H_3O^+]

Selon la formule, on peut déduire la concentration [HX3OX+]=10pH[\ce{H_3O^+}]=10^{-pH}

En cinétique, cette formule s’utilise souvent pour faire les calculs d’avancement xx en fonction du pHpH et du volume VV.

xfinal=[HX3OX+].V=10pH.Vx_{final}=[\ce{H_3O^+}].V=10^{-pH}.V

Constante d’acidité

Constante d’acidité KaK_a
Elle tient compte de la concentration de HX3OX+\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 !
Ka=[HX3OX+]e×[A]e[AH]eK_a=\frac{[\ce{H_3O^+}]_e\times[A-]_e}{[AH]_e}
Indice de la constante d’acidité pKapK_a
Le pKapK_a est un indice qui mesure la force d’acidité d’un couple acido-basique
ph=pKa+log[A]e[AH]e \displaystyle{ph=pK_a + log \frac{[A-]_e}{[AH]_e}}
: Plus le pKapK_a est grand, plus l’acide est faible !
Si pH < pKapK_a, alors la forme acide domine le couple acido-basique