\mathrm{AH}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftarrows \mathrm{A}^{-}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(\mathrm{aq})

Si cette réaction est totale, alors cet acide est dit fort. On utilise alors le symbole \rightarrow pour l'équation de la réaction. Si cette réaction est équilibrée, c'est un acide faible.

Un couple acide faible/base faible \text{AH(aq)} / \text{A}^-\text{(aq)} est caractérisé par sa constante d'acidité K_\text{A}, correspondant à la réaction de l'acide avec l'eau et ne dépendant que de la température :

K_\text{A}=\dfrac{\left[\text{H}_{3} \text{O}^{+}\right]_\text{eq} \cdot\left[\text{A}^{-}\right]_\text{eq}}{\text{[AH]}_\text{eq} \cdot c^{\circ}}

K_\text{A} : constante d'acidité
\left[\text{H}_{3} \text{O}^{+}\right]_\text{eq} : concentration en ion oxonium (mol⋅L^-1)
\left[\text{A}^{-}\right]_\text{eq} : concentration de la forme basique (mol⋅L^-1)
\text{[AH]}_\text{eq} : concentration de la forme acide (mol⋅L^-1)
c^{\circ} : concentration standard égale à c^{\circ}=1 mol⋅L^-1

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Éviter les erreurs

Les concentrations sont toutes exprimées en (mol⋅L^-1).
Les constantes K_\text{A} et K_\text{e} n'ont pas d'unité.

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Pas de malentendu

Lorsqu'une réaction est limitée, on dit qu'elle atteint un état d'équilibre. Attention, cet état d'équilibre est dynamique, c'est-à-dire que la réaction directe et la réaction inverse se produisent simultanément, à la même vitesse.
Raisonner sur la constante d'acidité ou sur le \text{p}K_\text{A} amène à la même conclusion. L'une se base sur des puissances de 10 négatives tandis que l'autre est comprise entre 0 et 14 dans l'eau.
La dangerosité d'un acide n'est pas liée à sa force, mais à sa concentration en solution.

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Vocabulaire

Acide (ou base) faible

Acide (ou base) fort(e)

Acide (ou base) faible : acide (ou base) dont la réaction avec l'eau est équilibrée.

Acide (ou base) fort(e) : acide (ou base) qui réagit totalement avec l'eau.

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B
Échelle des \textbf{p}\bm{K}_\textbf{A}

Le \text{p}K_\text{A} d'un couple acide-base est défini par :

\mathrm{p} K_{\mathrm{A}}=-\log \left(K_{\mathrm{A}}\right) ou K_{\mathrm{A}}=10^{-\mathrm{p} K_{\mathrm{A}}}

Plus le \text{p}K_\text{A} du couple est grand (ou plus la constante d'acidité est petite), moins l'acide se dissocie dans l'eau.

En effet, plus \text{[AH]}_\text{eq} est grand par rapport à [\text{A}^-]_\text{eq}, plus la constante K_\text{A} est petite. Ainsi, plus le \text{p}K_\text{A} d'un acide est grand, plus cet acide est faible.

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C
Constante d'acidité de l'eau

L'eau \text{H}_2\text{O(l)} appartient à deux couples acide-base :

\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(\mathrm{aq}) / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}), K_{\mathrm{A}}=1{,}0 donc \mathrm{p} K_{\mathrm{A}}=0 ;
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) / \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq}), K_{\mathrm{A}}=1{,}0 \times 10^{-14} donc \mathrm{p} K_{\mathrm{A}}=14{,}0.

L'équation de réaction de l'eau avec elle-même, appelée autoprotolyse, s'écrit :

\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftarrows \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq})+\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(\mathrm{aq})

La constante d'acidité liée à cette réaction, appelée produit ionique de l'eau et notée K_\text{e}, est calculée à l'aide de la relation suivante :

K_\text{e}=\dfrac{\left[\text{H}_{3} \text{O}^{+}\right]_\text{eq} \cdot\left[\text{HO}^{-}\right]_\text{eq}}{\left(c^{\circ}\right)^{2}}

Pour une température donnée, le produit ionique de l'eau a la même valeur pour toutes les solutions aqueuses. À 25 °C, K_{\mathrm{e}}=1{,}0 \times 10^{-14}.

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Doc. 1
\textbf{p}\bm{K}_\textbf{A} de quelques couples acide-base courants

pKA de quelques couples acide-base courants

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Supplément numérique

Retrouvez une

vidéo

sur la constante d'acidité.

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2
Diagramme de prédominance

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A
Cas général

Si \left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}=[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}, alors \log \left(\dfrac{\left[\text{A}^{-}\right]_\text{eq}}{[\text{AH}]_\text{eq}}\right)=0, donc \mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{\mathrm{A}}.
Si \left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}>[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}, la base prédomine. Alors \log \left(\frac{\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}\right)>0 donc \mathrm{pH}\gt \mathrm{p}K_{\mathrm{A}}.
Si \left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}\lt [\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}, l'acide prédomine. Alors \log \left(\frac{\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}\right)\lt0 donc \mathrm{pH}\lt \mathrm{p}K_{\mathrm{A}}.

Ces informations se résument sur un diagramme appelé diagramme de prédominance :

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B
Cas des indicateurs colorés

Soit \text{HInd(aq)/Ind}^-\text{(aq)} le couple acide-base d'un indicateur coloré.

Une solution contenant un indicateur coloré aura la couleur de la forme prédominante.

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Démonstration

Pour un couple \text{AH/A}^-, le K_\text{A} s'écrit :
K_\text{A}=\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{eq}} \cdot\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}} \cdot c°}

Par passage au logarithme, le \text{pH} vaut :
\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_{\mathrm{A}}+\log \left(\dfrac{\left[\mathrm{A}^{-}\right]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}\right)

On peut donc écrire :
\text{log}(K_\text{A}) = \text{log}\left(\dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+]_\text{eq}}{c°}\right) + \text{log}\left(\dfrac{[\text{A}^-]_\text{eq}}{[\text{AH}]_\text{eq}}\right)

Soit -\text{log}\left(\dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+]_\text{eq}}{c°}\right) = -\text{log}(K_\text{A}) + \text{log}\left(\dfrac{[\text{A}^-]_\text{eq}}{[\text{AH}]_\text{eq}}\right)

Alors, \text{pH} = \text{p}K_\text{A} + \text{log}\left(\dfrac{[\text{A}^-]_\text{eq}}{[\text{AH}]_\text{eq}}\right)

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