Acide & Base

Acide selon Brønsted

Espèce chimique capable de céder un proton $H^+$.

Base selon Brønsted

Espèce chimique capable de capter un proton $H^+$.

Notation conventionnelle d'un couple acide/base

$\text{acide}/\text{base}$ (souvent noté $AH/A^-$).

Demi-équation acido-basique associée au couple $AH/A^-$

$$AH \rightleftharpoons A^- + H^+$$

Base conjuguée de l'ion ammonium $NH_4^+$

$NH_3$ (ammoniac)

Acide conjugué de l'ion éthanoate $CH_3COO^-$

$CH_3COOH$ (acide éthanoïque)

Base conjuguée de l'ion oxonium $H_3O^+$

$H_2O$ (eau)

Acide conjugué de l'ion hydroxyde $HO^-$

$H_2O$ (eau)

Comportement acido-basique de l'eau ($H_2O$)

Espèce amphotère capable d'agir comme un acide dans le couple $H_2O/HO^-$ ou comme une base dans le couple $H_3O^+/H_2O$.

Définition d'une réaction acido-basique

Transformation chimique modélisée par un transfert de proton $H^+$ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.

Équation de réaction entre l'ammoniac $NH_3$ et le chlorure d'hydrogène $HCl$

$$NH_3 + HCl \rightarrow NH_4^+ + Cl^-$$

Équation de la réaction de l'acide chlorhydrique $HCl$ avec l'eau

$$HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-$$

Définition formelle du pH en fonction de la concentration en ions oxonium

$pH = -\log\left(\frac{[H_3O^+]}{c^\circ}\right)$ avec $c^\circ = 1\,mol\,L^{-1}$

Formule pratique du pH en solution aqueuse diluée

$pH = -\log([H_3O^+])$ avec $[H_3O^+]$ exprimée en $mol\,L^{-1}$.

Relation exprimant la concentration $[H_3O^+]$ en fonction du pH

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

Nature d'une solution dont le pH est strictement inférieur à 7 à $25\,^\circ\text{C}$

Solution acide ($[H_3O^+] > [HO^-]$).

Nature d'une solution dont le pH est strictement supérieur à 7 à $25\,^\circ\text{C}$

Solution basique ($[HO^-] > [H_3O^+]$).

Nature d'une solution dont le pH est égal à 7 à $25\,^\circ\text{C}$

Solution neutre ($[H_3O^+] = [HO^-]$).

Équation de la réaction d'autoprotolyse de l'eau

$$2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$$

Expression du produit ionique de l'eau $K_e$

$$K_e = [H_3O^+][HO^-]$$

Valeur du produit ionique de l'eau $K_e$ et du $pK_e$ à $25\,^\circ\text{C}$

$K_e = 10^{-14}$ et $pK_e = 14$

Relation liant pH et pOH à $25\,^\circ\text{C}$

$pH + pOH = 14$ avec $pOH = -\log([HO^-])$

Expression de $[HO^-]$ en fonction du pH à $25\,^\circ\text{C}$

$$[HO^-] = 10^{pH - 14}$$

Indicateur coloré acido-basique

Espèce chimique constituée d'un couple acide/base noté $HIn/In^-$ dont la forme acide et la forme basique possèdent des teintes distinctes.

Zone de virage d'un indicateur coloré

Intervalle de pH encadrant le $pK_a$ de l'indicateur dans lequel coexistent les formes acide et basique, provoquant un changement progressif de couleur.

Couleurs prises par le bleu de bromothymol (BBT) selon le pH

Jaune en milieu acide ($pH < 6{,}0$), vert dans sa zone de virage ($6{,}0 \le pH \le 7{,}6$), et bleu en milieu basique ($pH > 7{,}6$).

Zone de virage approximative de l'hélianthine

$3{,}1$ à $4{,}4$

Zone de virage approximative du vert de bromocrésol

$3{,}8$ à $5{,}4$

Zone de virage approximative de la phénolphtaléine

$8{,}2$ à $10{,}0$

Équation de réaction associée à la constante d'acidité $K_a$ pour le couple $AH/A^-$

$$AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$$

Expression de la constante d'acidité $K_a$ d'un couple $AH/A^-$

$$K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$$

Relation définissant le $pK_a$ à partir de $K_a$

$$pK_a = -\log(K_a)$$

Relation de Henderson-Hasselbalch

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

Condition de prédominance de la forme acide $AH$

$pH < pK_a$, ce qui implique $[AH] > [A^-]$.

Condition de prédominance de la forme basique $A^-$

$pH > pK_a$, ce qui implique $[A^-] > [AH]$.

Proportions respectives des espèces $AH$ et $A^-$ lorsque $pH = pK_a$

Les deux formes sont en concentrations égales : $[AH] = [A^-]$ (50 % chacune).

Signification de l'intersection des courbes sur un diagramme de distribution

Point où les deux formes sont en proportions égales (50 % chacune), vérifiant $pH = pK_a$.

Comportement d'un acide fort dans l'eau

Réaction totale avec le solvant eau (dissociation complète).

Comportement d'un acide faible dans l'eau

Réaction partielle avec l'eau conduisant à un équilibre chimique.

pH d'une solution d'acide fort monoprotique de concentration apportée $C$

$$pH \approx -\log(C)$$

pH d'une solution de base forte apportant une mole de $HO^-$ par mole de soluté à concentration $C$ (à $25\,^\circ\text{C}$)

$$pH \approx 14 + \log(C)$$

Différence entre force et concentration d'un acide

La force traduit le caractère total ou partiel de la dissociation dans l'eau, tandis que la concentration quantifie la quantité de matière dissoute par unité de volume.