Acides et bases

Objectif

Comprendre la notion d'acide et de base, savoir calculer un pH et exploiter un titrage.

1. Définitions (Brønsted, 1923)

• Acide : espèce capable de céder un proton H⁺.
• Base : espèce capable de capter un proton H⁺.
• Un couple acide/base s'écrit AH/A⁻ avec la demi-équation AH = A⁻ + H⁺.

Exemples de couples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ (acide éthanoïque), NH₄⁺/NH₃, H₃O⁺/H₂O, H₂O/HO⁻. L'eau appartient à deux couples : elle est amphotère.

2. pH et concentration

pH = −log([H₃O⁺]) et [H₃O⁺] = 10^(−pH) (concentrations en mol·L⁻¹).

Produit ionique de l'eau à 25 °C : Ke = [H₃O⁺]·[HO⁻] = 1,0×10⁻¹⁴, donc pKe = 14.

• Solution acide : pH < 7 ; neutre : pH = 7 ; basique : pH > 7 (à 25 °C).

Exemple : une solution d'acide chlorhydrique à c = 1,0×10⁻³ mol·L⁻¹ est un acide fort, totalement dissocié : [H₃O⁺] = 1,0×10⁻³ donc pH = 3,0.

3. Acides forts / acides faibles

• Acide fort : réaction totale avec l'eau (HCl, HNO₃), pH = −log c.
• Acide faible : réaction limitée, caractérisée par la constante d'acidité KA = [A⁻][H₃O⁺]/[AH], avec pKA = −log KA.
• Relation d'Henderson : pH = pKA + log([A⁻]/[AH]).
• Si pH < pKA la forme acide domine ; si pH > pKA la forme basique domine.

Valeurs utiles : pKA(CH₃COOH/CH₃COO⁻) = 4,8 ; pKA(NH₄⁺/NH₃) = 9,2 ; pKA(H₂CO₃/HCO₃⁻) = 6,4.

4. Titrage acide-base

On verse un réactif titrant de concentration connue jusqu'à l'équivalence, où les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques : C_A·V_A = C_B·V_B(éq).

Repérage de l'équivalence : saut de pH (pH-métrie), maximum de la dérivée dpH/dV, méthode des tangentes, ou changement de couleur d'un indicateur coloré dont la zone de virage encadre le pH équivalent (BBT 6,0–7,6 ; phénolphtaléine 8,2–10,0).

Exemple chiffré : on titre V_A = 20,0 mL de vinaigre dilué 10 fois par de la soude à C_B = 0,10 mol·L⁻¹ ; équivalence à V_B = 14,8 mL. Alors C_A = (0,10 × 14,8)/20,0 = 7,4×10⁻² mol·L⁻¹, soit 0,74 mol·L⁻¹ dans le vinaigre non dilué : environ 4,4 % d'acide acétique en masse (degré d'acidité ≈ 4,4°).

5. Solutions tampons et applications

Un mélange en quantités voisines d'un acide faible et de sa base conjuguée forme un tampon : le pH varie peu par ajout modéré d'acide, de base ou par dilution. Le sang est tamponné par le couple H₂CO₃/HCO₃⁻ et son pH est régulé entre 7,35 et 7,45 ; en dessous on parle d'acidose, au-dessus d'alcalose.

À retenir

• pH = −log[H₃O⁺], Ke = 10⁻¹⁴ à 25 °C.
• Acide fort = réaction totale ; acide faible = équilibre décrit par KA.
• À l'équivalence d'un titrage : C_A·V_A = C_B·V_B.
• Un tampon impose pH ≈ pKA.