Réactions acido-basiques en solution

$$\rm pH = -log \big([H_3O^+]\big)$$

$$\rm[H_3O^+] = 10^{-pH}$$

Quand le $\rm pH$ augmente la concentration en ion oxonium diminue et inversement.

La constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau (ci-dessous) est appelée produit ionique de l’eau et notée $\rm Ke$.

$$\rm 2 H_2O \Leftrightarrow H_3O^+(aq) + HO^-(aq)$$

$$\rm A~25°C : Ke = [H_3O^+] \times [HO^-]$$

On associe à cette constante la grandeur $\rm pKe = -log (Ke) = 14\text{ (à 25°C)}$.

Solutions acide, basique ou neutre :

• Dans une solution neutre : $\rm [H_3O^+] = [HO^-]$
• Dans une solution acide : $\rm [H_3O^+] > [HO^-]$
• Dans une solution basique : $\rm [H_3O^+] < [HO^-]$

Un acide au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un ion $\rm H^+$ (ou proton). Une base au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de capturer un proton.

Un couple acido-basique noté $\rm AH / A^-$ est constitué d’un acide $\rm AH$ et d’une base $\rm A^-$ liés par l’équation de l’équilibre de Brönsted : $\rm AH \Leftrightarrow H^+ + A^-$.

Un acide $\rm AH$ est dit fort s’il réagit totalement avec l’eau. $\rm  AH + H_2O \rightarrow H_3O^+ + A^-$.

Une base $\rm A^-$ est dite forte si elle réagit totalement avec l’eau.

Le $\rm pH$ d’une solution d’acide fort de concentration $\rm C$ (en $\rm mol.L^{-1}$) est : $\rm pH = -log (C)$.
Le $\rm pH$ d’une solution de base forte de concentration $C$ (en $\rm mol.L^{-1}$) est : $\rm pH = pKe + log (C)$.

Les réactions totales sont des réactions qui se poursuivent jusqu’à élimination complète du réactif introduit en défaut. Ces réactions sont caractérisées par une flèche simple entre les réactifs et les produits.

$$\rm A + B \rightarrow C+D$$

D’autres réactions aboutissent à un équilibre chimique entre les réactifs et les produits car les produits formés par la réaction peuvent réagir entre eux pour redonner les réactifs de départ. On parle de réaction non-totale, partielle ou encore limitée. Ces réactions se caractérisent par une double flèche $(\Leftrightarrow)$ entre les réactifs et les produits.

Un acide $\rm AH$ est dit faible s’il ne réagit pas totalement avec l’eau.
Une base $\rm A^-$ est dite faible si elle réagit totalement avec l’eau.

Chaque couple acide faible / base faible est caractérisé par une grandeur sans dimension nommée « constante d’acidité », notée $\rm K_A$, du couple $\rm AH / A^-$ :

$$\scriptstyle {\boxed{\begin{array}{ccc} \scriptstyle \rm K_A = \frac{[A^-]\times [H_3O^+]}{AH}\end{array}} \quad\left |\begin{array}{lll}\text{[Concentration] en } \rm mol.L^{-1}\\ \rm K_A\text{ sans dimension} \end{array}\right.}$$

A chaque $\rm K_A$ on associe une grandeur logarithmique, notée $\rm pK_A$, telle que : $\rm pK_A$ dans dimension.

$$\rm pK_A \fbox{?} \fbox{?} logK_A$$

La présence simultanée de l’espèce $\rm AH$ et de l’espèce $\rm A^-$ en solution aqueuse empêche le $\rm pH$ de varier sensiblement lors d’un ajout modéré d’acide fort ou de base forte, ou encore lors d’une dilution.

Une telle solution est appelée solution tampon.

En d’autres termes, si le $\rm pH$ d’une solution est tel que l’espèce $\rm AH$ et l’espèce $\rm A^-$ ont des concentrations non négligeables l'une par rapport à l'autre, on a une solution tampon.