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

• 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.

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


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.

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})

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sur la constante d'acidité.

• 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}}.

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

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)

• La forme basique d'un couple acide-base peut prédominer même si le \text{pH} de la solution aqueuse est acide, du moment qu'il est supérieur au \text{p}K_\text{A} du couple.

Le groupe carboxyle possède des propriétés acides et le groupe amine des propriétés basiques. Ainsi, un acide \alpha‑aminé peut exister sous trois formes et son diagramme de prédominance sera :

Une solution acide peut être titrée en réalisant un titrage pH-métrique ou un titrage colorimétrique avec un indicateur coloré.

Pour repérer l'équivalence d'un titrage colorimétrique, la zone de virage doit être située le plus au centre possible du saut de \text{pH}.

On considère le titrage d'une solution d'acide éthanoïque par une solution d'hydroxyde de sodium (\text{Na}^+\text{(aq)} \:; \text{HO}^-(\text{aq})). Quelle serait l'allure de la courbe représentant l'évolution du \text{pH} en fonction du volume de soude V_\text{B} versé ?

Bien qu'il présente une zone positive et une zone négative, le zwitterion est neutre. Sous sa forme zwitterionique, l'acide aminé n'a ni perdu ni capté d'ion \text{H}^+.

• Zones de virages d'indicateurs colorés de \bold{pH} :
  rouge de méthyle (4{,}2 - 6{,}3)
  rouge de phénol (6{,}6 - 8{,}0)
  bleu de thymol (8{,}0 - 9{,}6)

Les solutions tampons peuvent être utilisées pour étalonner un pH-mètre, pour séparer des espèces chimiques, dans les milieux biologiques, etc.

Dans les milieux biologiques, les processus biochimiques sont très sensibles aux variations de \text{pH}. La majorité des enzymes ne sont actives que pour un \text{pH} proche de 7. Dans le sang par exemple, le \text{pH} est régulé autour de 7{,}4 par divers couples acide-base.

Exemple : étalonnage d'un pH-mètre

Pour étalonner un pH-mètre, il faut procéder par étapes en commençant par calibrer l'appareil pour une solution tampon de \text{pH} = 4. Ensuite, il faut répéter cette opération avec une solution tampon de \text{pH} = 7.

Cet étalonnage nécessite, pour améliorer la qualité des mesures, d'effectuer plusieurs fois le calibrage à \text{pH} égal à 4 ou 7 (car les réglages sont dépendants l'un de l'autre). Pour des mesures du milieu basique, on remplace la solution tampon du \text{pH} = 4 par une solution tampon à \text{pH} = 10.

Une solution tampon se fabrique de plusieurs manières. Lors d'un titrage, une solution est tampon lorsque le volume de solution titrante est égal à \dfrac{V_\text{E}}{2}.

Découvrez le titrage d'un acide fort par une base forte en vidéo en

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