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 $\ce{H_2O}$ cède de l’hydrogène pour synthétiser $\ce{OH^-}$ , ou capture de l’hydrogène pour synthétiser $\ce{H_3O^+}$

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)

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

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 :

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

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

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: $[\ce{H_3O^+}]=10^{-2} mol.l^{-1}$
Il est basique lorsque supérieur à 7
- peu d’acide dans la solution
- ex: $[\ce{H_3O^+}]=10^{-12} mol.l^{-1}$

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 $K_a$: 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