Réaction acide-base

Définitions de Brønsted

• Acide : espèce capable de céder un proton H⁺.
• Base : espèce capable de capter un proton H⁺.

Couple acide-base

$$\text{AH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}^+$$

Exemples :
- CH₃COOH / CH₃COO⁻ (acide éthanoïque / ion éthanoate)
- NH₄⁺ / NH₃ (ion ammonium / ammoniac)
- H₂O / HO⁻ (eau / ion hydroxyde)

L'eau est amphotère : elle peut jouer le rôle d'acide ou de base.

Autoprotolyse de l'eau

$$2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^-$$

Produit ionique de l'eau : $K_e = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{HO}^-] = 10^{-14}$ à 25 °C.

pH

$$\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]$$

Force des acides et des bases

Constante d'acidité

$$K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]}$$

$$\text{p}K_a = -\log K_a$$

• Acide fort : dissociation totale ($K_a$ très grand, $\text{p}K_a < 0$). Ex : HCl, H₂SO₄.
• Acide faible : dissociation partielle. Ex : CH₃COOH ($$2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{HO}^-$$0).

Diagramme de prédominance

$$\text{pH} < \text{p}K_a \implies \text{AH prédomine}$$
$$\text{pH} > \text{p}K_a \implies \text{A}^- \text{ prédomine}$$