pH et pKa : Équilibres acido-basiques en solution aqueuse

Prérequis

Ce cours nécessite une bonne compréhension des notions d'acides et de bases (théories de Brønsted et de Lewis), des réactions acido-basiques, de la constante d'équilibre et des concentrations molaires. Il s'inscrit dans la continuité des chapitres sur les réactions chimiques en solution et précède l'étude des titrages acido-basiques.

Chapitre 1 : Définition du pH et son importance

1.1 L'autoprotolyse de l'eau

L'eau pure, même si elle est considérée comme neutre, n'est pas totalement dépourvue de propriétés acido-basiques. Elle subit une autoprotolyse, une réaction d'échange de proton entre deux molécules d'eau :

Cette réaction est une équilibre chimique. La constante d'équilibre associée, appelée produit ionique de l'eau, est notée :

Comme la concentration en eau est très importante et quasiment constante (), on peut simplifier l'expression de :

1.2 Définition du pH

Le pH est une grandeur qui permet de mesurer l'acidité ou la basicité d'une solution. Il est défini par :

où est la concentration molaire en ions oxonium (en mol.L⁻¹). À 25°C, dans une solution aqueuse neutre, , ce qui donne un pH de 7.

Un pH inférieur à 7 indique une solution acide.

Un pH supérieur à 7 indique une solution basique (ou alcaline).

1.3 Exemple concret : le jus de citron

Le jus de citron est acide, car il contient de l'acide citrique. Sa concentration en ions est supérieure à mol.L⁻¹, donc son pH est inférieur à 7.

Chapitre 2 : Introduction au pKa

2.1 Constante d'acidité Ka

Considérons un acide faible HA qui réagit avec l'eau :

La constante d'acidité, notée , caractérise la force de l'acide. Elle s'exprime par :

Plus est grand, plus l'acide est fort.

2.2 Définition du pKa

Le pKa est défini de manière analogue au pH :

Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.

2.3 Exemple : l'acide acétique

L'acide acétique () est un acide faible. Son est de l'ordre de , ce qui correspond à un pKa d'environ 4,75.

Chapitre 3 : Relation entre pH, pKa et le diagramme de prédominance

3.1 Equation de Henderson-Hasselbalch

Pour un couple acide/base faible, l'équation de Henderson-Hasselbalch permet de calculer le pH d'une solution tampon :

où est la concentration de la base conjuguée et la concentration de l'acide.

3.2 Diagramme de prédominance

Un diagramme de prédominance permet de visualiser les espèces prédominantes (HA ou A⁻) en fonction du pH. La forme acide prédomine lorsque , et la forme basique lorsque . À , les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales.

3.3 Exemple : tampon acétate

Un tampon acétate est préparé en mélangeant de l'acide acétique () et de l'acétate de sodium (). Son pH est proche du pKa de l'acide acétique (environ 4,75).

Résumé

Autoprotolyse de l'eau : ; à 25°C.

pH : ; mesure de l'acidité/basicité d'une solution.

Constante d'acidité () : ; caractérise la force d'un acide.

pKa : ; plus petit pKa, plus l'acide est fort.

Equation de Henderson-Hasselbalch : ; permet de calculer le pH d'une solution tampon.

Diagramme de prédominance : Visualise les espèces prédominantes (HA ou A⁻) en fonction du pH. HA prédomine si , A⁻ prédomine si .