ACIDES ET BASES I. ECHELLE DE pH Le pH est une indication

ACIDES ET BASES
I. ECHELLE DE pH
Le pH est une indication importante qui est liée à l’acidité d’une solution
A 25°C, on a, pour les solutions utilisées au lycée :
II. LE pH DES SOLUTIONS AQUEUSES.
1. Définition
Le pH est lié à la concentration en ions oxonium [H3O+]. On a la relation :
pH = -log[H3O+] ce qui est equivalent à [H3O+] = 10-pH
avec [H3O+] exprimé en mol.L+1
2. Mesure du pH
La mesure approchée du pH se détermine à l’aide de papier pH. Ce papier change de couleur en fonction du pH de la
solution.
Une détermination précise du pH s’effectue à l’aide d’un pHmètre (voir TP)
III. THEORIE DE BRONSTED DES ACIDES ET DES BASES.
1. Définitions
Un acide AH au sens de Bröensted est une entité chimique capable de céder un proton H+
AH = A- + H+ (1)
Une base B au sens de Bröensted est une entité chimique capable de capter un proton H+
A- + H+ = AH (2)
2. Les couples acide/base.demi equation acido-basique
□Quand un acide fournit un proton H+ , il produit une espèce chimique capable de fixer ce proton. Dans la demi-
équation (1), l’espèce chimique A- est donc la base conjuguée de AH
□De même, quand une base capte un proton H+, elle engendre une espèce chimique susceptible de perdre ce proton.
Dans la demi-équation (2) l’espèce chimique AH est donc l’acide conjuguée de A-.
On définit donc le couple acide/base AH/A-. La demi-équation s’écrit AH = A- + H+
Exemples de couples ci-dessous :
IV. Acide fort et acide faible
□Un acide fort est un acide qui réagit complètement avec l’eau.
seule la base existe en solution aqueuse et est indifférente à l’eau (elle ne réagit pas avec l’eau). On
pourra écrire l’équation:
AH + H2O  A- + H3O+
En notant c la concentration en acide AH, on a donc c = [H3O+]
□Un acide faible est un acide qui réagit partiellement avec l’eau. On pourra écrire l’équation:
AH + H2O = A- + H3O+
En notant c la concentration en acide AH, on a donc c > [H3O+]
Exemples :
Une solution d’acide benzoïque C6H5COOH de concentration molaire apportée C = 1,0 x 10-2 mol/L possède un pH
égal à 3,1.
1. Calculer la concentration en ions H3O+.
2. L’acide benzoïque est-il un acide fort ou un acide faible ?
3. Ecrire l’équation de la réaction de l’acide C6H5COOH avec l’eau.
Une solution d’acide chlorhydrique HCl de concentration molaire apportée C = 1,0 x 10-3 mol/L possède un pH égal
à 3,0.
1. Calculer la concentration en ions H3O+.
2. L’acide chlorhydrique est-il un acide fort ou un acide faible ?
3. Ecrire l’équation de la réaction de l’acide HCl avec l’eau.
pH
0
7
14
basique
acide

V. CONSTANTE D’EQUILIBRE D’UNE REACTION ACIDO BASIQUE.
1. Constante d’acidité.
La reaction d’un acide faible AH dans l’eau donne l’équation suivante :
AH + H2 O = A- + H3O+
Par définition la grandeur Ka appelée constante d’acidité, a pour expression :
Ka =
][ ]].[[ 3 AH OHA 
Comme pour le pH, on définit une grandeur note pKa = -logKa.
On a donc pH = pKa + log(
][ ][AH
A
)
2. Domaines de prédominance.
D’après la relation précédente, on distingue 3 cas :
□ Si pH = pKa, on a alors log(
][ ][AH
A
) = 0 donc [A- ] = [AH]
□ Si pH > pKa, on a alors log(
][ ][AH
A
) > 0 donc [A- ] > [AH]. La forme basique prédomine
□Si pH < pKa, on a alors log(
][ ][AH
A
) < 0 donc [A- ] < [AH].La forme acide prédomine
Ces resultants peuvent se résumer sur le daigramme de predominance ci-dessous :
[A-] = [AH]
L’espèce acide AH prédomine L’espèce basique A- prédomine
pH <pKa pH>pKa
pH=pKa
3.Applications aux indicateurs colorés
De manière plus générale, les indicateurs colorés de pH sont constitués par des couples acide/base, que l’on notera
HInd/Ind- dont les espèces conjuguées ont des couleurs différentes.
Par exemple le bleu de bromethymol (BBT) a un pKa = 7,6.
La forme acide HInd a une couleur jaune et la forme basique Ind- a une couleur bleue.
Si l’on dispose d’une solution acide de pH=4 et que l’on verse quelques gouttes de BBT dans cette solution, on
observera une couleur jaune.
Ces indicateurs colorés seront très utilisés lors du prochain chapitre sur les dosages
VI. APPLICATION EN BIOLOGIE
□L’acide urique joue un rôle important dans les organismes vivants; il est présent en faible quantité dans le sang. C’est
un produit de dégradation naturel de l’organisme. Une augmentation de sa concentration, appelée hyperuricémie,
entraîne des affections comme la goutte
□L’acide pyruvique est un des acides faibles produits par les organismes vivants et qui doit être éliminé par les reins; il
est transformé en acide lactique, ce qui peut provoquer fatigue musculaire et crampes
pH