Résumé — Force des acides et des bases

Ce résumé condense l’exigible du chapitre. Une seule grandeur classe tous les couples : le p $K_A$ — plus il est petit, plus l’acide est fort.

Acide fort, acide faible

Acide fort : sa réaction avec l’eau est totale. Exemples à connaître : acide chlorhydrique (H₃O⁺ + Cl⁻), acide nitrique (H₃O⁺ + NO₃⁻).
Acide faible : sa réaction avec l’eau conduit à un équilibre ( $\tau < 1$ ). Exemple : acide éthanoïque. Côté bases : la soude (Na⁺ + HO⁻) est une base forte, l’ammoniac une base faible.

pH d’un acide fort

$\text{pH} = -\log\frac{C}{c^\circ}$

C : concentration apportée en mol·L⁻¹. Valable UNIQUEMENT si la réaction avec l’eau est totale — jamais pour un acide faible.

La constante d’acidité

K_A du couple AH/A⁻

$K_A = \frac{[\text{A}^-]\,[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]\, c^\circ} \qquad \text{p}K_A = -\log K_A$

Constante d’équilibre de la réaction de l’acide avec l’eau. Sans unité, ne dépend que de T. Plus KA est grand (pKA petit), plus l’acide est fort.

Produit ionique de l’eau

$K_e = \frac{[\text{H}_3\text{O}^+]\,[\text{HO}^-]}{(c^\circ)^2} = 1{,}0 \times 10^{-14} \;\text{à 25 °C}$

Autoprotolyse : 2 H₂O = H₃O⁺ + HO⁻. pKe = 14. Valable dans TOUTE solution aqueuse : connaître [H₃O⁺], c’est connaître [HO⁻].

Qui prédomine ? Le diagramme se lit à pH = pK_A

Diagramme de prédominance

AH prédomine si pH < p $K_A$ ; A⁻ prédomine si pH > p $K_A$ . À pH = p $K_A$ , les deux formes sont à égalité. Applications : indicateurs colorés (zone de virage autour du p $K_A$ ), acides α-aminés (deux couples, donc trois domaines, avec la forme zwitterion au milieu).

Relation de Henderson

$\text{pH} = \text{p}K_A + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{AH}]}$

Elle relie le pH à la composition du mélange. À pH = pKA, [A⁻] = [AH] : c’est la lecture de la demi-équivalence d’un titrage.

Une solution tampon (mélange AH/A⁻ autour du p $K_A$ ) voit son pH varier peu par dilution modérée ou ajout modéré d’acide ou de base.

Les pièges classiques

Fort n’est pas concentré

Force (totale ou non de la réaction avec l’eau) et concentration (quantité apportée) sont indépendantes : un acide fort très dilué peut avoir un pH plus élevé qu’un acide faible concentré.

Autres réflexes : estimer un $K_A$ à partir d’une mesure de pH (via la composition finale) ; et vérifier systématiquement si l’acide est fort avant d’utiliser pH = −log(C/c°).