L'autoprotolyse et le produit ionique

L'autoprotolyse de l'eau

L'eau réagit sur elle-même de façon très limitée.

• Réaction : $2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^-$
• Ampholyte : L'eau est à la fois l'acide du couple $\text{H}_2\text{O}/\text{HO}^-$ et la base du couple $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$.

Le produit ionique $K_e$

C'est la constante d'équilibre de cette réaction.

• Formule : $K_e = [\text{H}_3\text{O}^+] \times [\text{HO}^-] = 10^{-14}$ (à 25 °C)
• Relation : $\text{p}K_e = -\log K_e = 14$

💡 Conseil : Retiens bien que $K_e$ varie avec la température, mais vaut toujours $10^{-14}$ à 25 °C.

Acides forts et bases fortes

Solution et pH

Le caractère acide ou basique dépend des ions présents.

• Neutre : $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{HO}^-]$, donc $\text{pH} = 7$
• Acide fort : Réagit totalement, $\text{pH} = -\log C$
• Base forte : Réagit totalement, $\text{pH} = 14 + \log C$

Mélange fort-fort

• Réaction : $\text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^- \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$
• Effet : Cette réaction totale est très exothermique.

💡 Attention : Mélanger un acide fort et une base forte libère beaucoup de chaleur, sois prudent.

Acides faibles et bases faibles

Équilibre chimique

Leur réaction avec l'eau n'est pas totale, le taux d'avancement $\tau < 1$.

• Constante d'acidité : $K_A = \frac{[\text{A}^-]_{eq} \times [\text{H}_3\text{O}^+]_{eq}}{[\text{AH}]_{eq}}$
• Relation : $\text{p}K_A = -\log K_A$

Force des couples

• Acide plus fort : $\text{p}K_A$ plus petit (il libère plus facilement ses protons).
• Base plus forte : $\text{p}K_A$ plus grand.

💡 Conseil : Plus le $\text{p}K_A$ est faible, plus l'acide est fort et sa base conjuguée est faible.

Diagrammes de prédominance

Relation pH et $\text{p}K_A$

Elle permet de lier le $\text{pH}$ aux concentrations.

• Formule : $\text{pH} = \text{p}K_A + \log \frac{[\text{A}^-]_{eq}}{[\text{AH}]_{eq}}$

Espèce majoritaire

Le $\text{pH}$ détermine quelle forme chimique impose sa présence.

• $\text{pH} < \text{p}K_A$ : L'acide $\text{AH}$ prédomine.
• $\text{pH} > \text{p}K_A$ : La base $\text{A}^-$ prédomine.
• Acides aminés : Possèdent deux $\text{p}K_A$ et une forme neutre globale appelée amphion.

💡 Astuce : Quand $\text{pH} = \text{p}K_A$, on a exactement autant d'acide que de base en solution.