Autoprotolyse de l'eau

Même l'eau pure conduit le courant électrique ! C'est surprenant, mais ça s'explique facilement. L'eau est amphotère, ce qui veut dire qu'elle peut jouer le rôle d'acide ET de base en même temps.

Cette propriété géniale permet à l'eau de réagir avec elle-même dans une réaction appelée autoprotolyse de l'eau : 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻. À 25°C, cette réaction produit exactement 1,0 × 10⁻⁷ mol/L de chaque ion.

Le produit ionique de l'eau Ke est la constante qui caractérise cet équilibre. Sa valeur est toujours Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25°C, soit pKe = 14. Cette relation $H₃O⁺$ × $HO⁻$ = Ke × (c°)² est vraie dans TOUTES les solutions aqueuses !

💡 Astuce : Retiens que quand $H₃O⁺$ augmente, $HO⁻$ diminue forcément, et vice versa !

Caractère acide, neutre ou basique

Maintenant tu peux facilement classer tes solutions ! Tout dépend de qui domine entre H₃O⁺ et HO⁻.

Solution acide : $H₃O⁺$ > $HO⁻$, donc pH < 7. Solution neutre : $H₃O⁺$ = $HO⁻$, donc pH = 7. Solution basique : $H₃O⁺$ < $HO⁻$, donc pH > 7.

La démonstration mathématique te montre que ces limites de pH viennent directement du produit ionique de l'eau. En manipulant l'équation Ke = $H₃O⁺$ × $HO⁻$ / (c°)², on arrive à prouver ces relations de pH.

💡 Retiens : À 25°C, pH = 7 est la frontière magique entre acide et basique !

Démonstrations mathématiques

Les calculs confirment nos observations ! Pour une solution acide, on part de $H₃O⁺$ > $HO⁻$ et on utilise Ke pour montrer que pH < 7.

En remplaçant $HO⁻$ par sa valeur tirée de Ke, on obtient $H₃O⁺$² > Ke(c°)². Après quelques manipulations logarithmiques, on arrive à pH < ½pKe = 7.

Pour une solution basique, c'est l'inverse ! On part de $H₃O⁺$ < $HO⁻$ et on démontre de la même façon que pH > 7. Les maths confirment parfaitement notre intuition chimique.

💡 Conseil : Ces démonstrations sont importantes pour tes contrôles, entraîne-toi à les refaire !

Acides et bases forts

Les acides forts et bases fortes réagissent complètement avec l'eau ! Leur taux de réaction final Tf = 1 (ou très proche) dans toutes les conditions.

Acides forts à connaître : HCl (acide chlorhydrique) et HNO₃ (acide nitrique). Ils donnent : HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺. Base forte essentielle : NaOH (soude) qui se dissocie totalement : NaOH → Na⁺ + HO⁻.

Comme la réaction est totale, tu n'as plus d'acide ou de base de départ en solution, seulement leurs ions ! C'est ce qui rend le calcul de pH plus simple pour ces espèces.

💡 Attention : Acide/base fort ≠ concentration élevée ! C'est la réaction complète qui compte !

pH des acides et bases forts

Calculer le pH devient un jeu d'enfant avec les acides et bases forts ! Puisque la réaction est totale, $H₃O⁺$ = c pour un acide fort de concentration c.

Pour un acide fort : pH = -log$c/c°$. Simple et direct ! Pour une base forte : $HO⁻$ = c, puis tu utilises Ke pour trouver $H₃O⁺$ = Ke(c°)²/c.

Après calcul, le pH d'une base forte vaut : pH = pKe + log$c/c°$. À 25°C, ça donne pH = 14 + log$c/c°$.

Les acides faibles et bases faibles sont différents : leur réaction avec l'eau n'est PAS totale. L'acide AH coexiste avec sa base conjuguée A⁻ en solution, ce qui complique les calculs mais enrichit la chimie !

💡 Méthode : Identifie d'abord si ton acide/base est fort ou faible, puis applique la bonne formule !

Acides et bases faibles - Constante d'acidité

Les acides faibles comme l'acide éthanoïque (CH₃COOH) et les bases faibles comme l'ammoniac (NH₃) ne réagissent que partiellement avec l'eau. Tu retrouves donc les deux espèces du couple en solution !

La constante d'acidité Ka mesure la force de ton acide faible. Pour AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺, on a Ka = $A⁻$$H₃O⁺$/$AH$. Plus Ka est grand (ou pKa petit), plus l'acide est fort !

L'échelle de force te classe tout ça : en dessous de pKa = 0, ce sont les acides forts. Au-dessus de pKa = 14, ce sont les bases fortes. Entre les deux, tu as tous les couples acide faible/base faible.

💡 Astuce : Un pKa faible = acide fort, un pKa élevé = base conjuguée forte !

Équation de Henderson-Hasselbalch

L'équation de Henderson-Hasselbalch est ton outil magique pour les solutions contenant un couple acide faible/base faible : pH = pKa + log$[A⁻]/[AH]$.

Cette formule géniale te dit tout ! Si $A⁻$ = $AH$, alors log$[A⁻]/[AH]$ = 0, donc pH = pKa. C'est le point d'équilibre parfait entre les deux formes.

La démonstration part de Ka = $H₃O⁺$$A⁻$/([AH]×c°), puis tu appliques -log des deux côtés. Quelques manipulations logarithmiques et tu obtiens cette relation super utile !

💡 Application : Cette équation est la base des calculs de pH des tampons !

Diagrammes de prédominance et de distribution

Les diagrammes de prédominance te montrent qui domine selon le pH ! Quand pH < pKa, c'est l'acide AH qui prédomine. Quand pH > pKa, c'est la base A⁻.

À pH = pKa, tu as exactement $AH$ = $A⁻$ : c'est la frontière entre les deux domaines. Ce point d'équilibre est crucial pour comprendre le comportement de tes solutions.

Le diagramme de distribution va plus loin en te donnant les pourcentages exacts de chaque espèce selon le pH. Les deux courbes se croisent à 50% exactement quand pH = pKa.

💡 Méthode : Compare toujours le pH de ta solution au pKa du couple pour savoir quelle forme prédomine !