BASE espèce qui capte un (ou

plusieurs) proton(s)

ACIDE espèce qui cède un (ou plusieurs) proton(s)

Echange de proton(s) H+

Couple Acide (HA)/Base (A-) régi par la demi-équation

d’échange protonique

• L’eau acide:

Couple

• L’eau base:

Couple

Réaction acido-basique

Force comparée des acides et des bases

Prévision thermodynamique des réactions redox

Diagramme de prédominance

pHpKa

Domaine de prédominance de

la BASE A-

Domaine de prédominance du

l’ACIDE HA

Deux espèces présentant des domaines de prédominance disjointes ne peuvent pas coexister en solution.

Echelle d’acidité

pKa

Base1 Acide1 pKa1

Base2 Acide2

BA

SES

de p

lus

en p

lus

fort

es

AC

IDES de plus en plus forts

La réaction acido-basique spontanée a lieu entre l’ACIDE LE PLUS FORT et la BASE LA PLUS FORTE (règle du gamma)

Le proton (comme l’électron) ne peut pas exister à l’état libre dans l’eau. Il doit être échangé entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. Il ne doit pas apparaître dans l’équation-bilan de la réaction acido-basique.

HA A- + H+

Les protons s’échangent un par un. On peut ainsi trouver des polyacides et des polybases. Par exemple:

H3A⏟triacide

⇆ H2 A−+ H+

H2 A− ⇆ H A2− + H+

H A2− ⇆ A3−⏟

tribase

+ H+

Couple H3A /H2 A−

Couple H2 A− /H A2−

Couple H A2− /A3−

Les espèces H2A- et HA2- sont à la fois acide d’un couple et base d’un autre couple: ce sont des AMPHOLYTES (ou des espèces amphotères) acido-basiques.

Couple H A1/A−1

Couple H A2 /A−2

H A1 ⇆ A−1 + H+

H A2 ⇆ A−2 + H+

Bilan H A1 + A−2 ⇆ A−

1 + H A2

H2O / HO−⏟

io n hydro xyde

H2O ⇆ HO−+ H+

H3O+

⏟ionoxonium

/ H2O

H3O+ ⇆ H2O + H+

Les couples de l’eau: l’eau est un ampholyte

acido-basique

AUTOPROTOLYSE DE L’EAU (APE): action de l’eau acide sur l’eau

base

H2O(so lv)

acide 1

+ H2O(so lv)

base 2

⇆ HO−(aq )

base 1

+ H3O+(aq )

acide 2

2H2O(so lv) ⇆ HO−(aq ) + H3O+

(aq )

Constante d’équilibre associée à l’APE: le PRODUIT IONIQUE DE L’EAU Ke

Ke =a(H3O+

(aq )) × a(HO−(aq ))

a2(H2O(so lv))

⇒ Ke = [H3O+][HO−] = 10−14

à 25°C et en omettant d’écrire c° = 1 mol.L-1

pKe = − log(Ke) = 14ou}

Acides et bases FORT(E)S

HA est l’acide conjugué de A-. A- est la base conjuguée de HA.

Un acide fort réagit TOTALEMENT avec l’eau selon la réaction

Tous les acides forts se comportent dans l’eau comme H3O+.

Tous les bases fortes se comportent dans l’eau comme HO-.

H A⏟acide fo rt 1

+ H2O(so lv)

base 2

→ A−(aq )

⏟base in d i f f eren te 1

+ H3O+(aq )

acide 2

A−⏟base fo rte 1

+ H2O(so lv)

acide 2

→ H A(aq )

acide in d i f f eren t 1

+ HO−(aq )

base 2

Acides et bases FAIBLES

• Un acide faible réagit avec l’eau selon la réaction LIMITEE

H A⏟acide faible 1

+ H2O(so lv)

base 2

⇆ A−(aq )

⏟base faible 1

+ H3O+(aq )

acide 2

Constante d’équilibre associée = CONSTANTE D’ACIDITE du couple HA/A-

Ka = [A−][H3O+][H A]

pKa = − log(Ka)

Ka = 10−pKaou

• Une base faible réagit avec l’eau selon la réaction LIMITEE

Kb = [H A][HO−][A−] = [H A][HO−][H3O+]

[A−][H3O+] = KeKa

A−⏟base faible 1

+ H2O(so lv)

acide 2

⇆ H A(aq )

acide faible 1

+ HO−(aq )

base 2

Constante d’équilibre associée (constante de basicité):

• Couple

H2O /HO−

H3O+ / H2O

H3O+

⏟acide faible 1

+ H2O(so lv)

base 2

⇆ H2O(aq )

base faible 1

+ H3O+(aq )

acide 2

Ka = [H3O+][H3O+] = 1 ⇒ pKa = 0

• Couple

H2O(so lv)

acide 1

+ H2O(so lv)

base 2

⇆ HO−(aq )

base 1

+ H3O+(aq )

acide 2

Ka = Ke = [H3O+][HO−] ⇒ pKa = pKe = 14

Echelle d’acidité

pKa

Ka1 10-14

0 14

Acide FORT

Acide FAIBLE

Acide INDIFFERENT

Base FAIBLE

Base FORTE

Base INDIFFERENTE

BASE de plus en plus forte

ACIDE de plus en plus fort

pH d’une solution

On définit pH = − log(a(H3O+(aq)))

⇒ pH = −log([H3O+ ]) en solution diluée

pH7

Solution acide Solution basique

[H3O+] > [HO−] [H3O+] < [HO−]

Solution neutre

H A⏟acide faible 1

+ H2O(so lv)

base 2

⇆ A−(aq )

⏟base faible 1

+ H3O+(aq )

acide 2

Ka = [A−][H3O+][H A] ⇒ pH = pKa + log ( [A−]

[H A] )

pKa2

{

REACTIONS ACIDO-BASIQUES EN SOLUTION

AQUEUSEUn base forte réagit TOTALEMENT avec l’eau selon la réaction