Équilibres acide-base

• Si ${\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]}_{\mathrm{eq}}=[\mathrm{AH}{]}_{\mathrm{eq}}$, alors $\log \left(\frac{{\left[{\text{A}}^{-}\right]}_{\text{eq}}}{[\text{AH}{]}_{\text{eq}}}\right)=0$, 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 $\mathrm{pH}>\mathrm{p}{K}_{\mathrm{A}}$.
• Si ${\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]}_{\mathrm{eq}}<[\mathrm{AH}{]}_{\mathrm{eq}}$, l'acide prédomine. Alors $\log \left(\frac{{\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]}_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}{]}_{\mathrm{eq}}}\right)<0$ donc $\mathrm{pH}<\mathrm{p}{K}_{\mathrm{A}}$.

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 :
$K_{\text{A}}=\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}_{\mathrm{eq}}\cdot {\left[{\mathrm{A}}^{-}\right]}_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}{]}_{\mathrm{eq}}\cdot c°}$

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

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

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

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

• 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.

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 ${\text{H}}^{+}$.

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 $\frac{V_{\text{E}}}{2}$.

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

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