Le pH et les réactions acide - base

$\mathrm{pH}$ (potentiel d’hydrogène)

• Entre $0$ et $14$
• $\mathrm{pH<7=}$ acide : $\mathrm{[H_3O^+]> [HO^-]}$
• $\mathrm{pH>7=}$ basique (alcalin) : $\mathrm{[H_3O^+] < [HO^-]}$
• $\mathrm{pH=7=}$ neutre : eau distillée (pure, déminéralisée) ; $\mathrm{[H_3O^+]=[HO^-]}$
• pH = - log [H₃O⁺] ó[H₃O⁺] = 10 ^{- pH} :
  

• $\mathrm{+~pH\downarrow}$, $\mathrm{+[H_3O^+]\uparrow}$
• $\mathrm{pH\downarrow}$ d’une unité, $\mathrm{[H_3O^+]}$ est $10$ fois plus grande
  
  
• Mesures : papier $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pH-mètre}$, indicateur coloré
  

Réactions acide – base

• Acide : espèce capable de céder un proton $\mathrm{H^+}$ tel que $\mathrm{HA\rightarrow~ A^-+~H^+}$  avec $\mathrm{A^-}$ la base conjuguée de l’acide $\mathrm{HA}$. Ex : $\mathrm{HCI}$ (acide chlorhydrique), $\mathrm{HNO_3}$ (acide nitrique)
  
• Base : espèce capable de capter un proton $\mathrm{H^+}$ tel que $\mathrm{B^-~+~H^+\rightarrow~BH}$ avec $\mathrm{BH}$ l’acide conjugué de la base $\mathrm{B^-}$. Ex : $\mathrm{NaOH}$ (soude), $\mathrm{KPH}$ (potasse)
  
• Couple acide $–$ base est noté $\mathrm{\frac{HA}{A^-}}$ ou $\mathrm{\frac{BH}{B^-}}$
  
• Règle de base : l’acide d’un couple réagit toujours avec la base d’un autre couple
  
• Dosage acide $–$ base : consiste à déterminer la concentration d’un acide en le faisant réagir avec une base de concentration connue ou l’inverse. Pour identifier la fin du dosage on utilise la colorimétrie et/ou la $\mathrm{pH-métrie}$.