Autoprotolyse de l'eau et pH

Réaction d'autoprotolyse de l'eau

• L'eau pure a un pH de 7 à 25°C
• La concentration d'ions oxonium dans l'eau pure est de 10⁻⁷ mol/L
• Ces ions proviennent de la réaction d'autoprotolyse de l'eau
• L'eau agit comme un acide et une base, selon l'équation: 2 H₂O(l) = H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)
• Cette réaction est appelée autoprotolyse de l'eau
• La constante d'équilibre de cette réaction est notée Ke et est appelée produit ionique de l'eau ; Ke = [H₃O⁺(aq)] × [OH⁻(aq)]
• À 25°C, [H₃O⁺(aq)] = [OH⁻(aq)] = 1.0 × 10⁻⁷ mol/L
• Ke = 10⁻¹⁴ à 25°C

Échelle de pH

• Une solution est acide si [H₃O⁺(aq)] > 1.0 × 10⁻⁷ mol/L (pH < 7)
• Une solution est basique si [H₃O⁺(aq)] < 1.0 × 10⁻⁷ mol/L (pH > 7)
• Une solution est neutre si [H₃O⁺(aq)] = 1.0 × 10⁻⁷ mol/L (pH = 7)

Constante d'acidité d'un couple acido-basique

• La constante d'acidité (Ka) d'un couple acide/base mesure la tendance d'un acide à perdre un proton (H⁺) dans l'eau
• Elle est calculée à partir de l'équation : HA(aq) + H₂O(l) = A⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
• Ka = [A⁻(aq)] × [H₃O⁺(aq)] / [HA(aq)]
• On définit pKa = - log Ka

Comparaison des acides et des bases

• La force d'un acide est relative à ses capacités de dissociation dans l'eau. Plus il se dissocie, plus il est fort.
• On compare les acides en comparant leur taux de dissociation (ouleur Ka)
• De même pour les bases. Plus elles se dissocient, plus elles sont fortes.
• Les acides forts ont un pKa faible; ils se dissocient complètement en solution aqueuse et réagissent totalement avec l'eau.

Constante d'équilibre associée à une réaction acido-basique

• La constante d'équilibre (K) d'une réaction acido-basique est déterminée par les demi-équations des couples acido-basiques qui participent à la réaction.

Diagramme de prédominance

• Permet de visualiser les concentrations relatives des formes acide et basique d'un couple acide-base en fonction du pH
• À pH=pKa, les concentrations de l'acide et de la base conjuguée sont égales.
• À pH>pKa, la base conjuguée prédomine.
• À pH<pKa, l'acide prédomine.

Indicateurs colorés

• Un indicateur coloré est une espèce qui existe sous deux formes (acide et basique) de couleurs différentes
• Les indicateurs colorés sont utilisés pour suivre l'évolution d'un titrage acido-basique.
• La zone de virage d'un indicateur coloré est la plage de pH où la couleur de l'indicateur change.
• La zone de virage d'un indicateur coloré est centrée sur le pKa du couple acide/base associé à l'indicateur.
• Au pKa, l'indicateur coloré présente une teinte "sensible".

Solutions tampons

• Une solution tampon résiste aux variations de pH lorsqu'on ajoute une petite quantité d'acide ou de base.
• Le pouvoir tampon est maximum lorsque le pH est égal au pKa.