Réactions acido-basiques

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.

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.

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 :

$$K_e, ~K_e~=~\rm [H_3O^+]\times[HO^-]~=~10^{-14}\text{ à }25°C.$$

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.

Formule de Henderson :

$$\mathrm{pH} = pK_a+\log\displaystyle \rm \left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$$ 

Diagramme de prédominance :

Remarque :

Lorsque $\mathrm H=pK_a$ alors $\rm [AH]=[A^-]$.

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 $\rm pH$.

Soient deux couples acide/base, $\rm A_1H/A_1^-$ et $\rm A_2H/A_2^-$. Ils réagissent ensemble selon la réaction :

\[\rm A_1H~+~A_2^-~=~A_1^-~+~A_2H\]

Cette réaction a pour constante d'équilibre $\displaystyle K = \frac{K_{a1}}{K_{a2}}$

Prévision du sens de la réaction :

• Si $K>1$ alors la réaction est favorisée dans le sens direct, elle est même totale si $K>10^3$
• Si $K<1$ alors la réaction est limitée dans le sens direct, elle est même négligeable si $K<10^{-3}$

Le sens de la réaction peut aussi être prévu graphiquement grâce à "la règle du gamma" sur une échelle de $pK_a$.

Méthode de la réaction prépondérante :

Cette méthode permet de déterminer l'état d'équilibre d'une solution sous certaines hypothèses.

La réaction prépondérante est la réaction la plus avancée, elle implique généralement l'acide le plus fort et la base la plus forte introduits initialement.

Il faut distinguer les réactions prépondérantes quantitatives $\rm (RPQ)$ pour lesquelles $K>1$ et les équilibres de contrôle $\rm (EC)$ pour lesquels $K<1$.

Calcul de pH :

• Solution d'un monoacide fort : $\rm pH~=~-\log([AH])$, valable si $\rm pH<6.5$.
• Solution d'une monobase forte : $\mathrm{pH}~=~pK_e~+~\log([\rm A^-])$, valable si $\rm pH>7.5$.
• Solution d'un acide faible : $\displaystyle \mathrm{pH}~=~\frac{1}{2}(pK_a~-~\log([\rm AH]))$, valable si $\mathrm{pH}<pK_a-1$ et $\rm pH<6.5$.
• Solution d'une base faible : $\displaystyle \mathrm{pH}~=~\frac{1}{2}(pKe~+~pK_a~+~\log([\rm A^-]))$, valable si $\mathrm{pH}>pK_a+1$ et $\rm pH>7.5$.
• Solution d'ampholyte : $\mathrm{pH}\displaystyle~=~\frac{1}{2}(pK_{a1}~+~pK_{a2})$.