Notion d’acide et de base

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Définitions :

– Ionisation ou dissociation ionique : c’est l’apparition d’ions lors de la mise en solution de substances appelées électrolytes: parmi lesquels on distingue les acides et les bases.

Acide : (selon Brönsted ).

C’est une entité chimique, molécule ou ion susceptible de libérer un ion H+ :

AH + H2O ⇔ A + H30+

Base :

C’est une entité chimique, molécule ou ion susceptible de capter un ion H+ :

B + H20 ⇔ BH+ + OH


La réaction acido-basique est donc un transfert de protons.

Remarque :

Il existe des composés capables de capter plusieurs protons H+ et d’autres capables de céder plusieurs protons H+ => polyacides, polybases.

Exemple : H2SO4 → HSO4 + H+
HSO4 → SO42- + H+

– Composés amphotères ou ampholytes : ce sont les composés qui selon la nature du milieu peuvent émettre ou capter des protons, donc avoir un comportement soit acide, soit basique.

Exemple: AH + H20base ⇔ A + H30+.
B + H20acide ⇔ BH+ + OH.

– Conséquences de la théorie de Rrôüsted-Lowry

1- Couple acide-base conjugués :

A tout acide est associée une base et inversement. L’acide et la base définissent un couple acide / base ou couple acido basique défini par la demi-équation équilibrée :

Acide ⇔ base + H+

Exemple :

HCIO2 ‌+ H+– H CIO2‘ => couple acide / base : HCIO2 / CIO2
acide                 base

2- Réactions acido-basiques :

Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons entre un couple acide-base noté 1 et un autre couple noté 2

3- Force des acides et des bases :

Un acide est d’autant plus fort que sa tendance à céder des H+ est plus élevée. Inversement, une base est d’autant plus forte que sa tendance à capter H+ est élevée.

Exemple: AH → A + H(HCI → H+ + CI)
AH ⇔ A + H+ ( CH3COOH ⇔ CH3COO + H+).

Il existe des acides et des bases de  » force  » moyenne dont l’appartenance à l’un ou l’autre des deux groupes ( acides ou base forts, acide ou base faibles ) est difficile à déterminer. Dans tous les cas, la force peut-être appréciée par application de la loi de Guldberg et Waage.

HA + H2O ⇔ H30++ A–          B + H2O ⇔ BH++ OH

L’eau, en très large excès, a une concentration qui ne varie pratiquement pas au cours de la réaction.

[H2O] = constante

On introduit alors, la notion de la constante d’acidité et de basicité suivante :

Plus K est grande, plus l’acide ( ou la base ) est dissocié. En général, on utilise la quantité :

pK = – logK

Conclusion : plus pK est grand, plus l’acide (ou la base) est faible et vis et versa

Remarque : Ka et Kb sont des constantes dépendant de :
– la température
– la nature du solvant

* Relation entre Ka et Kb :

PH DES SOLUTIONS AQUEUSES

Définition : C’est un nombre sans dimension qui mesure l’acidité ou la basicité d’un milieu. Il est défini de la manière suivante :

PH = – log [H30+]

où : [H30+] est la concentration des ions
H30 en mol/l de la solution.

De façon analogue, on définit : pOH = – log [OH].

Sachant que [H3O+] [OH] = 1014 => – log [H3O+] – log [OH+] = – log 1014

pH + pOH = 14 —> relation entre pH et pOH.

Echelle d’acidité : Elle se mesure par rapport à l’eau pure ( milieu neutre Ke = 1014 ).
Un milieu neutre : [H3O+] = [OH] = C et Ke = [H30+] [OH] = C2 => C = √Ke = 10-7
par définition : pH = – log [H30+] = – log 10-7 = 7 => pH de l’eau pure = 7.

  • Si on dissout un acide dans l’eau, la concentration en ion H3O+ augmente => [H30+] > 10-7 => pH<7.
  • Par contre, si on dissout une base dans l’eau, la dissolution s’ensuivra d’une augmentation de concentration en ions OH, donc d’une diminution en ions  H3O+ => [H3O+] < 10-7 => pH> 7.

Résumé :
milieu acide pH < 7
milieu neutre pH = 7
milieu basique pH > 7

Remarque : l’échelle d’acidité est donc utilisée de 0 à 14.

Calcul du PH des solutions acides

1- Cas des acides forts : La dissolution d’un acide fort est totale

AH + H2O —► H3O+ + A

La concentration des ions [H3O+] est donc égale à la concentration de l’acide :

[H3O+] = C => pH = – log C

2- Cas des acides faibles : la dissociation est équilibrée

AH + H2O ⇔ H3O++ A+

Initialement, on part d’une concentration C en AH. A l’équilibre il va se former A’ de telle sorte que :

[AH] + [A] = C => [AH] = C – [A] ——-(1)

Ka = [A] [H3O+] / [AH] ——–(2)

D’après l’équation de la réaction : [H3O+] = [A] et vu l’équation (1); l’équation (2) deviendra:

Ka = [H3O+]² / [AH] = [H3O+]² / C – [A] =  [H3O+]² / C – [H3O+]

[H3O+]² + Ka [H3O+] – KaC = 0

La racine positive donne [H3O+]. Il est simple de calculer le pH, si la dissolution est très faible ; c’est à dire [A] <<< [AH] donc :

[AH] + [A] = C => [AH] = C et Ka =  [H3O+]² / C

=> KaC = [H3O+]2 => [ H3O+] = ( KaC )1/2
=> – log [H3O+] = 1/2 (pKa – logC)

Le pH est donc égal à : pH = 1/2 ( pKa – logC )

Calcul du PH des solutions basiques

1- Cas des bases fortes : La dissolution d’une base forte est totale

B + H2O —> BH+ OH

La concentration des ions [OH] est donc égale à la concentration de la base:

et comme Ke = [OH][H3O+] = 10-14

alors : [H3O+] = Ke / [OH] = 10-14/[OH] = 10-14/C

=> pH = -log [H3O+] = -log(10-14/C ) => pH = 14 + log C

2- Cas des bases faibles :

B + H2O ⇔ BH++ OH

Initialement, on part d’une concentration C en B. A l’équilibre il va se former BH+ de telle sorte que :

[B] + [BH+] = C => [B] = C- [BH+] ——-(1)

Kb = [BH+][OH] / [B] ———(2)

D’après l’équation de la réaction : [OH] = [BH+] et vu l’équation (1); l’équation (2) deviendra :

Kb = [OH]² / [B] = [OH]² / C – [BH+] = [OH]² / C – [OH]² => [OH]² + Kb [OH] – KbC = 0

La racine positive donne [OH]. Il est simple de calculer le pH, si la dissolution est très faible c’est à dire [BH+] <<< [B] donc :

[B] + [BH+] = C=>[B]≅C et Kb= [OH]² / C
=> KbC = [OH]2 => [OH] = (KbC)1/2 => – log [OH] = 1/2 ( pKb – logC )
=> pOH = 1/2 ( pKb – logC )

comme : pH + pOH = 14 et pKa + pKb, = 14.

Pour avoir le pH de la solution, il suffit alors de remplacer : pOH par 14 – pH et pKb par 14- pKa et on aura enfin :

pH = 7 + 1/2 ( pKa + logC )

PH d’une solution tampon

1- Définition : une solution tampon est un mélange d’acide faible et de sa base conjuguée.

2- Calcul du pH : On considère un mélange d’acide faible HA de concentration CA et de base conjuguée de concnetration CB

HA + H2O ⇔ A + H3O+ (ionisation de l’acide)

A + H2O ⇔ OH + HA+ (hydrolyse de la base conjuguée)

donc Ka = [A][H3O+] / [AH] => [H3O+] = Ka [HA] / [A]

=> PH = pKa + log [A] = pKa + log [base conj] / [acide]

PH = pKa + log [base conj] / [acide]

PH des solutions acido-basiques :

1- Mélange acide fort + base forte :

si a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange

Comment calcule -t- on le pH ?

2- Mélange acide fort + base faible :

Soit a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange

H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O.

2.1 – Si a > b :        H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O excès d’acide fort

pH = – log [H3O+]= – log [a-b].

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2.2 – Si b > a : H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O

2.3 – Si a = b : H30++ B ^ Btf + H20

3- Acide faible – base forte :

Soit a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange

AH + OH’ A’ + H2O

a- Si a > b : excès d’acide faible.

AH + OH ⇔ A + H2O+


b- Si b > a : excès de base forte.

AH + OH ⇔ A + H2O+


c- Si b = a :

AH + OH ⇔ A + H2O+


Remarque : On peut tracer expérimentalement la courbe pH = f (b); dite courbe de neutralisation (en fait, on obtient cette courbe par addition progressive dans a cm3 d’une solution d’acide, b cm3 d’une solution basique et inversement).

Cours du Dr Tayeb Benmachiche Akila – Faculté de Constantine

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