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Physique-Chimie · terminale speGratuit

Chapitre 1 — Transformations acido-basiques et pH

L'essentiel en 30 secondes

Un acide est un donneur de H+H⁺, une base est un accepteur de H+H⁺ (définition de Brønsted). Le pHpH mesure l'acidité d'une solution : pH=−log([H3O+])pH = -log([H_3O⁺]). Un couple acide/baseacide/base s'écrit AH/A−AH/A⁻. La réaction acido−basiqueacido-basique est un transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre. Le pKa caractérise la force d'un couple : plus il est petit, plus l'acide est fort.

Notions clés

Acide de Brønsted
Espèce chimique capable de céder un proton H⁺ à une autre espèce.
Base de Brønsted
Espèce chimique capable de capter un proton H⁺.
Couple acide/base
Paire AH/A⁻ liée par la demi-équation : AH = A⁻ + H⁺.
pH
Grandeur sans unité mesurant l'acidité d'une solution aqueuse, liée à la concentration en ions oxonium.
pKa
Constante caractéristique d'un couple acide/base dans l'eau : pKa = −log(Ka). Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.
Solution tampon
Solution dont le pH varie peu lors d'un ajout modéré d'acide, de base ou lors d'une dilution. Elle contient un acide faible et sa base conjuguée en quantités voisines.

Formules

pH d'une solution

pH=−log⁡([H3O+]c∘)\text{pH} = -\log\left(\dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+]}{c^\circ}\right)

Condition : c°=1c° = 1 mol·L⁻¹ (concentration standard) ; [H3O+][H_3O⁺] en mol·L⁻¹

Concentration en ions oxonium

[H3O+]=10−pH (en mol⋅L−1)[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}} \text{ (en mol·L}^{-1}\text{)}

Constante d'acidité Ka

Ka=[A−]⋅[H3O+][AH]⋅c∘K_a = \dfrac{[\text{A}^-] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}] \cdot c^\circ}

Condition : Ka sans unité ; concentrations à l'équilibre

Relation pH – pKa (Henderson-Hasselbalch)

pH=pKa+log⁡([A−][AH])\text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\dfrac{[\text{A}^-]}{[\text{AH}]}\right)

Condition : Valable à l'équilibre dans une solution aqueuse

Produit ionique de l'eau

Ke=[H3O+]⋅[HO−]=10−14 aˋ 25 °CK_e = [\text{H}_3\text{O}^+] \cdot [\text{HO}^-] = 10^{-14} \text{ à 25 °C}

Condition : Ke sans unité (concentrations rapportées à c°)

A retenir

  • Un acide fort réagit totalement avec l'eau : pH = −log(c) si c > 10⁻⁶ mol·L⁻¹.
  • Le pH à la demi-équivalence d'un titrage acide faible / base forte vaut le pKa du couple.
  • Réaction acido-basique = transfert de proton de l'acide du couple de plus petit pKa vers la base du couple de plus grand pKa.

Erreurs classiques

Erreur : Écrire pH = −log(c) pour un acide faible.

Correction : pH = −log(c) n'est valable que pour un acide FORT. Pour un acide faible, il faut utiliser un tableau d'avancement et la relation avec Ka.

Erreur : Confondre pKa et pH.

Correction : Le pKa est une constante du couple (fixée à T donnée). Le pH dépend de la composition de la solution.

Erreur : Oublier que le pH est défini uniquement en solution aqueuse.

Correction : Le pH n'a de sens que dans l'eau. On ne parle pas de pH d'un acide pur.

Astuce méthode

Au bac, pour identifier l'espèce prédominante, trace un axe de pH, place le pKa au milieu : à gauche c'est AH qui domine, à droite c'est A⁻. Simple et infaillible pour les diagrammes de prédominance.