1. Définitions d'un acide et d'une base selon Bronsted :
- Un acide noté $\rm AH$ est une entité capable de céder un proton $\rm H^+$
- Une base notée $\rm A^-$ est une entité capable de capter un proton $\rm H^+$
Remarque :
Un ampholyte (ou espèce amphotère) est une espèce pouvant se comporter à la fois comme un acide et une base.
2. Réaction d'un acide avec l'eau :
\[\rm AH~+~H_2O~ = A^-~+~H_3O^+\]
La constante d'équilibre de cette réaction s'appelle la constante d'acidité et se note $K_a$
\[\displaystyle K_a=\rm \frac{[H_3O^+]\times[A^-]}{[AH]}\]
\[pK_a=-\log(K_a)\]
Remarque : En chimie des solutions aqueuses, la lettre "$p$" signifie "$-\log$"
Un acide ou une base sont dits forts s'ils réagissent totalement avec le solvant (par exemple, $\rm HCl$ est un acide fort, $\rm NH_2^-$ est une base forte).
Ils sont dits faibles s'ils ne réagissent que partiellement avec le solvant (par exemple, $\rm CH_3CO_2H$ est un acide faible, $\rm NH_3$ est une base faible). La force d'un acide ou d'une base se mesure avec le pKa.
3. L'eau : un ampholyte
L'eau est impliquée dans deux couples acide/base :
\[\rm [H_3O^+]/H_2O\text{ et }H_2O/HO^-\]
Autoprotolyse de l'eau :
\[\rm 2H_2O~=~H_3O^+~+~HO^-\]
La constante d'équilibre de cette réaction s'appelle le produit ionique de l'eau et se note $K_e$ :
\[K_e~=~\rm [H_3O^+]\times[HO^-]~=~10^{-14}\text{ à }25°C.\]
4. Définition du pH d'une solution :
\[\rm pH=-\log([H_3O^+])\text{ avec }[H_3O^+]\text{ en }mol.L^{-1}\]
Une solution est acide (resp. basique) si son $\rm pH < 7$ (resp. $\rm pH > 7$). Lorsque $\rm pH = 7$ la solution est dite neutre.
5. Formule de Henderson :
\[\mathrm{pH} = pK_a+\log\displaystyle \rm \left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)\]
6. Diagramme de prédominance :
Remarque :
Lorsque $pH=pK_a$ alors $\rm [AH]=[A^-]$.
7. Diagramme de distribution :
Il est plus précis que le diagramme de prédominance car il présente l'évolution de la concentration des espèces en solution en fonction du $\rm pH$.