Table des matières
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
:
à
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
.