Chimie 401 : Physico-Chimie des
solutions
aqueuses
Chapitre 1 : Equilibre Acido-basique
I/Définition Acide-Bases, amphotère
Selon Brönsted :
Un acide selon Brönsted est une espèce capable de libérer des protons H +
Une base selon Brönsted est une espèce capable de capter un proton H +
Selon Lewis :
Un acide selon Lewis est une espèce capable de capter des électrons
Une base selon Lewis est une espèce capable de céder des électrons
• AH + H2O -> A- + H3O+ est déterminé par la constante d’acidité KA
• A- + H2O -> AH + OH- est déterminé par la constante de basicité KB
• Une réaction spécifique : l’autoprotolyse de l’eau : 2 H2O -> H3O+ + OH_ . L’eau peut donc réagir avec
elle-même : cela est dû au fait que l’eau est un amphotère : c’est à la fois un acide et une base.Comme
cette réaction peut s’écrire comme la somme des 2 équations précédents, la constante de
l’autoprotolyse de l’eau est donnée par KE = KA * KB = [OH-][H3O+]=10-14 <=> pKE = 14
Un polyacide est un acide capable de libérer plusieurs protons : il existe donc plusieurs Keq
correspondant à chaque acidité. Exemple : H2SO4 ou H2CO3 sont des polyacides ( 2 acidité).
II/ Réaction acide/ base
1) Acide fort/base forte
Un acide fort est une espèce complètement dissociée dans l’eau ( pKA <0 et KA>1) :
• AH +H2O -> A- + H3O+ ( réaction totale : on ne revient pas à l’acide )
exemple : HCL
Une base forte est une espèce qui réagit totalement dans l’eau ( pKA >14 et KB>1)
• A- + H2O -> AH + H2O
exemple : NaOH
Effet de nivèlement par le solvant :
H3O+ est l’acide le plus fort en milieux aqueux
OH- est la base la plus forte en milieux aqueux
2)Acide faible/base faible
Un acide faible est une espèce partiellement dissociée dans l’eau :
, Une base faible est une espèce qui réagit partiellement dans l’eau :
III/ Echelle d’acidité
1)pH et pOH
Formules :
• pH = -log ([H3O+]) ,
• pOH =-log ([OH-])
• pK = -log(K)
• KA x KB = KE =10-14
• pH = pKA + log [A-]/[AH]
Note : pC = -log10(C) où C est la concentration en M
En milieux aqueux , le pH est compris entre O et 14
Pour pH = 0, [H3O+] = 1 M et [OH-] = 10-14 M donc pOH = 14
Pour pH = 14 [H3O+] = 10-14 M et [OH-] = 1 M donc pOH = 0
2) Echelle d’acidité
Savoir quelle réaction se fait préférentiellement : Représenter sur un même échelle l’ensemble des
pKA des couples et faire la règle du gamma en pensant mettre à droite les bases et à gauche les acides.
=> l’acide le plus fort réagit avec la base la plus forte , pour former la base et l’acide conjugué des ces 2
espèces.
3)Diagramme de prédominance de l’eau
En traçant les diagrammes de prédominance, cela permet de visualiser quelles espèce ( base ou acide)
est majoritaire à un pH donnée
Un acide A est ultra-majoritaire sur la base B si pH<pKa +1 , et une base B est ultra-majoritaire
sur l’acide A si pH > pKa +1
4)Diagramme de prédominance d’un polyacide
solutions
aqueuses
Chapitre 1 : Equilibre Acido-basique
I/Définition Acide-Bases, amphotère
Selon Brönsted :
Un acide selon Brönsted est une espèce capable de libérer des protons H +
Une base selon Brönsted est une espèce capable de capter un proton H +
Selon Lewis :
Un acide selon Lewis est une espèce capable de capter des électrons
Une base selon Lewis est une espèce capable de céder des électrons
• AH + H2O -> A- + H3O+ est déterminé par la constante d’acidité KA
• A- + H2O -> AH + OH- est déterminé par la constante de basicité KB
• Une réaction spécifique : l’autoprotolyse de l’eau : 2 H2O -> H3O+ + OH_ . L’eau peut donc réagir avec
elle-même : cela est dû au fait que l’eau est un amphotère : c’est à la fois un acide et une base.Comme
cette réaction peut s’écrire comme la somme des 2 équations précédents, la constante de
l’autoprotolyse de l’eau est donnée par KE = KA * KB = [OH-][H3O+]=10-14 <=> pKE = 14
Un polyacide est un acide capable de libérer plusieurs protons : il existe donc plusieurs Keq
correspondant à chaque acidité. Exemple : H2SO4 ou H2CO3 sont des polyacides ( 2 acidité).
II/ Réaction acide/ base
1) Acide fort/base forte
Un acide fort est une espèce complètement dissociée dans l’eau ( pKA <0 et KA>1) :
• AH +H2O -> A- + H3O+ ( réaction totale : on ne revient pas à l’acide )
exemple : HCL
Une base forte est une espèce qui réagit totalement dans l’eau ( pKA >14 et KB>1)
• A- + H2O -> AH + H2O
exemple : NaOH
Effet de nivèlement par le solvant :
H3O+ est l’acide le plus fort en milieux aqueux
OH- est la base la plus forte en milieux aqueux
2)Acide faible/base faible
Un acide faible est une espèce partiellement dissociée dans l’eau :
, Une base faible est une espèce qui réagit partiellement dans l’eau :
III/ Echelle d’acidité
1)pH et pOH
Formules :
• pH = -log ([H3O+]) ,
• pOH =-log ([OH-])
• pK = -log(K)
• KA x KB = KE =10-14
• pH = pKA + log [A-]/[AH]
Note : pC = -log10(C) où C est la concentration en M
En milieux aqueux , le pH est compris entre O et 14
Pour pH = 0, [H3O+] = 1 M et [OH-] = 10-14 M donc pOH = 14
Pour pH = 14 [H3O+] = 10-14 M et [OH-] = 1 M donc pOH = 0
2) Echelle d’acidité
Savoir quelle réaction se fait préférentiellement : Représenter sur un même échelle l’ensemble des
pKA des couples et faire la règle du gamma en pensant mettre à droite les bases et à gauche les acides.
=> l’acide le plus fort réagit avec la base la plus forte , pour former la base et l’acide conjugué des ces 2
espèces.
3)Diagramme de prédominance de l’eau
En traçant les diagrammes de prédominance, cela permet de visualiser quelles espèce ( base ou acide)
est majoritaire à un pH donnée
Un acide A est ultra-majoritaire sur la base B si pH<pKa +1 , et une base B est ultra-majoritaire
sur l’acide A si pH > pKa +1
4)Diagramme de prédominance d’un polyacide
