autoprotolyse de l'eau :

L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau suivant le bilan :

Cette réaction est très peu avancée ([H₃O⁺] est très faible).On remarquera que: [H₃O⁺]=[HO^-] la solution étant électriquement neutre.

Le produit ionique de l'eau est la constante d'équilibre associée à l'équation d'autoprotolyse de l'eau. Cette constante est notée K_e. K_e=[H₃O⁺] [HO^-]

K_e s'exprime sans unité alors que les concentrations sont exprimées en mol.L^-1. K_e ne dépend que de la température. à 25°C, on a: Ke=1,0.10^-14. (K_e croît lorsque la température augmente).

échelle usuelle des pH :

constante d'acidité K_a : pK_a = -log K_a

La constante d'acidité K_a est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un acide avec l'eau.

utilité de la constante d'acidité.

* Comparer la force relative de deux acides : un acide A₁H est plus fort q'un acide A₂H, si, à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de l'acide A₂H avec l'eau. Soit t₁>t₂.

C'est à dire qu' à concentration égale un acide est d'autant plus fort que son pK_a est plus proche de zéro ( que sa constante K_a est grande)

* Comparaison des pH des solutions de deux acides de forces différentes : pour des solutions de mêmes concentrations, l'acide le plus fort est celui dont le taux d'avancement final est le plus élevé. Donc c'est celui pour lequel [H₃O⁺] est la plus élevée. [H₃O⁺] et pH varient en sens inverses (pH= -log[H₃O⁺]). Donc l'acide le plus fort est celui pour lequel le pH est le plus faible.

 * Comparer la force relative de deux bases : une base est d'autant plus forte que la constante d'acidité K_a associée au couple acide/base auquel elle appartient est plus petite ou que le pK_a correspondant est plus grand.

A concentrations égales, la base la plus forte est celle dont la solution a le pH le plus élevé.

Diagramme de prédominance et distribution des espèces acido-basiques :

Une espèce A est prédominante par rapport à une espèce B si : [A] > [B]

Un indicateur coloré est un couple acide/base conjuguée (on le notera: InH / In^- ), dont la forme acide InH et la forme basique In^- ont des couleurs différentes en solution. On admet que la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme acide InH si: [InH]>10[In^-]. Soit K_a la constante d'acidité associée à ce couple. La solution aura la couleur de la forme acide si : [In^-] / [InH] < 0,1 soit pH < pK_a - 1.

De même la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme basique si : [In^-] > 10[InH] => pH > pKA +1

La solution prendra une couleur appelée teinte sensible (mélange des couleurs dues à la forme acide et à la forme basique) si: [InH] et [In^-] sont du même ordre de grandeur, donc si : pK_a-1<pH<pK_a+1 défini la zone de virage.

Constante d'équilibre associée à une réaction acido-basique.

1. Equation de la réaction.

Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l'acide A₁H d'un couple A₁H/A₁^- et la base A₂^- d'un couple A₂H/A₂^- . L'équation de la réaction peut être considérée comme la somme des deux demi-équations relatives à chaque couple.

A1H = A1- + H+ A2- + H+ = A2H A1H + A2- = A2H+ A1-

titrages acido-basiques :

Titrer une solution d'acide consiste à déterminer la concentration de l'acide dans cette solution. On utilise pour cela une solution de base de concentration connue appelée solution titrante.

Allure générale de la courbe de titrage. ( suivi pHmétrique)

A l'équivalence E, la quantité de matière de l'espèce à titrer et la quantité de matière de l'espèce titrante ont été mélangées et ont réagi dans les proportions stoéchiométriques. Avant l'équivalence la solution titrée est en excès dans le becher ; après l'équivalence la solution titrante est en excès dans le bécher.

On écrira à l'équivalence E : Qté de matière d'acide =Qté de matière de base soit C_aV_a = C_bV_b.

Repérage du point équivalent.

La méthode des tangentes parallèles, la méthode de la dérivée qui nécessite l'utilisation d'un ordinateur ( la dérivée passe par un maximum, pic étroit) et l'utilisation d'un indicateur coloré (on parle alors d'un titrage colorimétrique); on choisit un indicateur coloré tel que le point équivalent se situe dans sa zone de virage.

pH à l'équivalence :

* Titrage d'une solution d'acide faible AH par une solution de base forte représentée par l'ion HO^-.

L'équation de la réaction est : AH + HO^- --> A^- + H₂O

La réaction étant totale, à l'équivalence les espèces AH et HO^- ont totalement disparu. La solution ne contient alors que la base A^-. Le pH est donc supérieur à 7.

*Titrage d'une solution de base faible A^- par une solution d'acide fort représentée par l'ion H₃O⁺.

L'équation de la réaction est : A^- + H₃O⁺ --> AH + H₂O

La réaction étant totale, à l'équivalence les espèces A^- et H₃O⁺ ont totalement disparu. La solution ne contient alors que l'acide AH. Le pH est donc inférieur à 7.

*Titrage d'une solution d'acide fort (ou de base forte) par une solution de base forte (ou d'acide fort).

L'équation de la réaction est : HO^-+ H₃O⁺ --> 2H₂O

le pH est celui de l'eau, c'est-à-dire 7 à 25°C.