Acides et bases

Acides et bases : couples, pH et transformation avec l’eau

Pour raisonner sur une solution acide ou basique, il faut distinguer la quantité d’espèce apportée et les espèces présentes après réaction avec l’eau. Cette distinction explique pourquoi deux solutions de même concentration apportée n’ont pas nécessairement le même pH.

Reconnaître un couple acide–base

Par exemple, CH₃COOH / CH₃COO⁻ est un couple acide–base. NH₄⁺ / NH₃ en est un autre. L’eau peut capter ou céder un proton : elle est amphotère.

Passer du pH à une concentration

Dans le modèle usuel des solutions aqueuses diluées, on écrit pH ≈ −log₁₀([H₃O⁺] / c°), avec c° = 1 mol·L⁻¹. Le logarithme porte sur un rapport sans dimension. Ainsi, la valeur numérique de [H₃O⁺] en mol·L⁻¹ est approximativement 10^−pH.

Le pH ne se confond pas avec la concentration apportée en acide. Pour un monoacide fort dont la réaction avec l’eau est totale, on peut prendre [H₃O⁺] ≈ c si la contribution de l’autoprotolyse de l’eau est négligeable. Cette approximation ne convient plus aux très fortes dilutions.

À 25 °C, une solution aqueuse neutre a un pH proche de 7. Plus généralement, la neutralité correspond à [H₃O⁺] = [HO⁻] ; sa valeur de pH dépend de la température.

Acide faible et équilibre

Pour un acide faible, la réaction avec l’eau n’est pas totale. Dans le modèle dilué, la constante d’acidité vaut K_a ≈ ([A⁻] / c°)([H₃O⁺] / c°) / ([AH] / c°), et pK_a = −log₁₀(K_a).

À température fixée, on en déduit : pH ≈ pK_a + log₁₀([A⁻] / [AH]), si les deux formes sont présentes en quantités mesurables et si le modèle dilué convient. Si pH < pK_a, la forme acide prédomine ; si pH > pK_a, la forme basique prédomine. À pH = pK_a, leurs concentrations sont égales.

Exemple accompagné

Une solution préparée uniquement à partir d’un monoacide AH et d’eau a une concentration apportée c = 1,00 × 10⁻² mol·L⁻¹ et un pH de 3,00. On néglige l’autoprotolyse de l’eau.

1. Le pH donne [H₃O⁺] ≈ 1,00 × 10⁻³ mol·L⁻¹.
2. La réaction produit un ion A⁻ pour un ion H₃O⁺. Le taux d’avancement final est donc τ ≈ [H₃O⁺] / c = 0,100, soit 10,0 %.
3. La transformation est limitée : environ 90 % de l’acide apporté reste sous forme AH. On ne pouvait donc pas assimiler [H₃O⁺] à c.

À vous de chercher

Pour le couple CH₃COOH / CH₃COO⁻, on donne pK_a = 4,8. Une solution diluée contenant ces deux formes a un pH de 5,8. Quelle forme prédomine ? Calculez leur rapport de concentrations puis la proportion de forme acide parmi ces deux espèces.