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Réaction chimique par échange de proton

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pH d’une solution aqueuse

  • pH=log[H3O+]\text{pH} = -\log [\text{H}_3\text{O}^+]
  • [H3O+]=10pH[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}}
  • Une solution est :
  • acide si son pH est inférieur à 7 (entre 0 et 7) ;
  • neutre si son pH est de 7 ;
  • basique si son pH est supérieur à 7 (entre 7 et 14).

Équilibre acido-basique

  • Une espèce acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H+\text{H}^+.
  • Une espèce basique est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H+\text{H}^+.
  • Lors d’une réaction acido-basique, une espèce basique A\text{A}^- ou acide AH\text{AH} va gagner ou perdre un proton et ainsi devenir son acide ou sa base correspondante. On appelle ces deux espèces des espèces conjuguées, elles forment un couple acide-base AH/A\text{AH}/\text{A}^-.
  • L’eau appartient à deux couples : c’est l’acide du couple H2O/HO\text{H}2\text{O}/\text{HO}^- et la base du couple H3O+/H2O\text{H}3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}. Étant à la fois une base et un acide, on appelle une telle espèce un amphotère ou un ampholyte.
  • Certaines réactions acido-basiques et plus généralement certaines réactions chimiques ne sont pas totales, elles atteignent un état d’équilibre chimique.
  • Un acide faible AH\text{AH}, ou une base faible A\text{A}^- est une espèce qui ne réagit pas totalement avec l’eau : la réaction est équilibrée.
  • L'autoprotolyse de l'eau s’écrit : H2O+H2O=H3O++HO\text{H}2\text{O}+ \text{H}2\text{O} = \text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^-
  • Le produit ionique de l’eau est noté Ke=[H3O+].[HO]Ke=[\text{H}3\text{O}^+].[\text{HO}^-]. À cette grandeur est associé le pKepKe : pKe=logKepKe=-\log Ke
  • Un acide est fort si sa réaction avec l’eau est totale. Le pH\text{pH} d’une solution d’acide fort, en général, est : pH=log C0\text{pH}=-\log \ C_0
  • Le pH d’une solution d’acide faible sera donc supérieur : pH>log C0\text{pH} > -\log \ C_0
  • Une base est forte si sa réaction avec l’eau est totale. Le pH\text{pH} d’une solution de base forte est :

pH=pKe+logC0\text{pH}=pKe + \log C0

À 25 °C pH=14+logC0\text{pH}=14+\log C_0

  • Le pH d’une solution de base faible sera donc inférieur : pH<14+logC0\text{pH} < 14 + \log C_0
  • Une réaction entre un acide fort et une base forte est totale.
  • L’acide le plus fort pouvant exister dans l’eau est H3O+\text{H}_3\text{O}^+, la base la plus forte pouvant exister dans l’eau est HO\text{HO}^-.
  • Une réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique.

Domaine de prédominance

  • Ka=[A]eq[H3O+]eq[AH]eqKa=\dfrac{[\text{A}^-]eq[\text{H}3\text{O}^+]eq}{[\text{AH}]eq}
  • Le pKapKa d’un couple acide base est défini par pKa=log KapKa = -\log \ K_a
  • Le pKapK_a d’un acide faible ou d’une base faible est compris entre 0 et 14.
  • Le pKapK_a d’un acide fort est inférieur ou égal à 0.
  • Le pKapK_a d’une base forte est supérieur ou égal à 14.
  • Pour un acide faible, plus le pKapK_a est bas et plus il sera dissocié.
  • Pour une base faible, plus le pKapK_a sera élevé et plus elle sera dissociée.
  • Le pKapKa d’un couple AH/A\text{AH}/\text{A}^- est lié au pH par la relation : pH=pKa+log[A]/[AH]\text{pH} = pKa + \log [\text{A}^-]/[\text{AH}].
  • Donc si l’acide prédomine alors [A]/[AH]<1[\text{A}^-]/[\text{AH}] < 1 donc log[A]/[AH]<0\log [\text{A}^-]/[\text{AH}] < 0 donc pH<pKa\text{pH} < pK_a.
  • Et si la base prédomine alors [A]/[AH]>1[\text{A}^-]/[\text{AH}] > 1 donc log[A]/[AH]>0\log [\text{A}^-]/[\text{AH}] > 0 donc pH>pKa\text{pH} > pK_a.

Contrôle de la valeur du pH

  • Une solution tampon est composée d’un mélange d’un acide et de sa base conjuguée, son pH\text{pH} est donc proche du pKapK_a du couple utilisé.
  • Une solution dont le pH\text{pH} varie peu par addition modérée d’acide, de base ou par dilution modérée est une solution tampon.