Définition
Acide
Un acide est une espèce chimique capable de libérer un proton (H⁺) dans l'eau.
Base
Une base est une espèce chimique capable de capter un proton (H⁺) dans l'eau.
pH
Le pH est une mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse, déterminée par la concentration en ions H⁺.
Solution aqueuse
Une solution aqueuse est un mélange homogène d'une ou plusieurs substances dissoutes dans de l'eau.
Acide fort
Un acide fort est un acide qui se dissocie complètement dans l'eau, libérant tous ses protons.
Base forte
Une base forte est une base qui se dissocie complètement dans l'eau, capturant tous les protons disponibles.
Acide faible
Un acide faible est un acide qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau.
Base faible
Une base faible est une base qui ne capte que partiellement les protons dans l'eau.
Constante d'acidité (Ka)
La constante d'acidité est une valeur qui mesure la force d'un acide en solution. Elle représente l'équilibre de dissociation d'un acide faible.
Constante de basicité (Kb)
La constante de basicité est une valeur qui mesure la force d'une base en solution. Elle représente l'équilibre de captation de protons par une base faible.
Réaction acido-basique
Une réaction acido-basique est une réaction chimique où un acide et une base réagissent pour former un sel et de l'eau.
Théorie de Brønsted-Lowry
La théorie de Brønsted-Lowry est une approche qui décrit les interactions acido-basiques en termes de transfert de protons. Selon cette théorie, un acide est une substance qui donne un proton, tandis qu'une base est celle qui accepte un proton. Cette définition s'applique à toutes les réactions de transfert de protons, aussi bien dans l'eau que dans d'autres solvants.
Transformations acido-basiques
1. Les Équilibres Acido-Basiques
Dans une solution aqueuse, un acide faible ou une base faible ne se dissocient pas entièrement. L'acide dissocié est en équilibre avec les ions produits (H⁺ et l'ion conjugué) dans l'eau. Par exemple, pour l'acide acétique (CH₃COOH), l'équilibre est :
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺.
La position de cet équilibre est déterminée par le pKa de l'acide, qui est une fonction logarithmique de la constante d'acidité (Ka).
2. Calcul du pH
Le pH d'une solution est déterminé par la concentration en ions H⁺. Pour les acides forts, le pH est calculé directement à partir de la concentration initiale de l'acide, car leur dissociation est totale. Pour les acides faibles, le calcul est différent et implique l'utilisation de la constante d'acidité (Ka) pour trouver l'équilibre des concentrations en solution. Une équation couramment utilisée est : pH = -log[H⁺].
3. Force des Acides et Bases
La force d'un acide ou d'une base dépend de leur tendance à se dissocier complètement en leurs ions respectifs. Les acides forts libèrent tous les protons possédés, augmentant ainsi la concentration en ions H⁺ dans une solution, ce qui réduit le pH. À l'inverse, les bases fortes augmentent la concentration en ions OH⁻, ce qui augmentera le pH de la solution.
4. Effet de l'Ion Commun
L'effet de l'ion commun se produit lorsqu'une espèce ionique commune est ajoutée à une solution contenant un équilibre acido-basique. Cet ajout perturbe l'équilibre, conduisant à une diminution de la dissociation de l'acide ou de la base, ce qui modifie le pH. Par exemple, l'ajout d'acétate de sodium à une solution d'acide acétique limitera la dissociation de l'acide acétique en raison de l'augmentation de la concentration en ions acétate (CH₃COO⁻) déjà présents.
5. Les Tampons
Un tampon est une solution qui résiste aux changements de pH lorsqu'une petite quantité d'acide ou de base est ajoutée. Ils sont constitués généralement d'un acide faible et de son sel ou d'une base faible et de son sel. Le principe de fonctionnement des tampons repose sur la capacité de l'acide (ou base) et de l'ion conjugué à neutraliser les ions ajoutés, maintenant ainsi le pH presque constant. L'équation de Henderson-Hasselbalch est souvent utilisée pour calculer le pH d'une solution tampon.
A retenir :
Les transformations acido-basiques en solutions aqueuses dépendent de la capacité des acides et bases à libérer ou capter des protons. La théorie de Brønsted-Lowry fournit un cadre pour comprendre ces réactions en termes de transfert de protons. L'équilibre en solution détermine le calcul du pH, particulièrement pour les acides et bases faibles. La force d'un acide ou d'une base, ainsi que des phénomènes tels que l'effet de l'ion commun et les tampons, jouent un rôle crucial dans la dynamique de ces transformations. Les tampons, en particulier, permettent de maintenir un pH constant dans des systèmes biologiques et industriels.
