Acides, bases et pH

La relation entre pH et concentration en ions oxonium s'inverse en :

$$[\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}]=10^{-\mathrm{pH}}\mathrm{mol}{\mathrm{L}}^{-1}$$

Une variation de pH d'une unité correspond à une variation d'un facteur $10$ de la concentration en ions oxonium. Ainsi une solution de pH $3$ est dix fois plus concentrée en $\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}$ qu'une solution de pH $4$.

• Une solution telle que $[\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}]=2,5\times 10^{-3}\mathrm{mol}{\mathrm{L}}^{-1}$ a un pH :

$$\mathrm{pH}=-\log (2,5\times 10^{-3})\approx 2,6$$

• Une solution de pH $=9,2$ a une concentration en ions oxonium :

$$[\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}]=10^{-9,2}\approx 6,3\times 10^{-10}\mathrm{mol}{\mathrm{L}}^{-1}$$

• Acide éthanoïque / ion éthanoate : $\mathrm{CH}{}_3\mathrm{COOH}/\mathrm{CH}{}_3\mathrm{COO}{}^{-}$
• Ion ammonium / ammoniac : $\mathrm{NH}{}_4{}^{+}/\mathrm{NH}{}_3$
• Acide chlorhydrique : $\mathrm{HCl}/\mathrm{Cl}{}^{-}$
• Couples de l'acide carbonique (dioxyde de carbone dissous) : $\mathrm{CO}{}_2,\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}/\mathrm{HCO}{}_3{}^{-}$ et $\mathrm{HCO}{}_3{}^{-}/\mathrm{CO}{}_3{}^{2-}$
• Couples de l'eau : $\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}/\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$ et $\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}/\mathrm{HO}{}^{-}$

L'eau appartient à deux couples : elle peut céder un proton (acide du couple $\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}/\mathrm{HO}{}^{-}$) ou en capter un (base du couple $\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}/\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$). Une telle espèce est dite amphotère (ou ampholyte). L'ion hydrogénocarbonate $\mathrm{HCO}{}_3{}^{-}$ est lui aussi amphotère : base du premier couple de l'acide carbonique, acide du second.

Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l'acide d'un couple $\mathrm{A}{}_1\mathrm{H}/\mathrm{A}{}_1{}^{-}$ et la base d'un autre couple $\mathrm{A}{}_2\mathrm{H}/\mathrm{A}{}_2{}^{-}$ :

$$\mathrm{A}{}_1\mathrm{H}+\mathrm{A}{}_2{}^{-}\to \mathrm{A}{}_1{}^{-}+\mathrm{A}{}_2\mathrm{H}$$

Le proton libéré par l'acide ne reste jamais libre en solution aqueuse : il est toujours capté par une base.

L'acide éthanoïque réagit avec l'eau (base du couple $\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}/\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$) :

$$\mathrm{CH}{}_3\mathrm{COOH}+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons \mathrm{CH}{}_3\mathrm{COO}{}^{-}+\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}$$

La double flèche traduit le caractère limité de cette transformation.

• Un acide carboxylique porte le groupe carboxyle $-\mathrm{COOH}$ : formule semi-développée $\mathrm{R}-\mathrm{COOH}$. Dans le schéma de Lewis, l'atome de carbone est lié à un oxygène par une double liaison et au groupe $-\mathrm{OH}$ ; chaque oxygène porte deux doublets non liants.
• Sa base conjuguée, l'ion carboxylate $\mathrm{R}-\mathrm{CO}{\mathrm{O}}^{-}$, résulte de la perte du proton du groupe $-\mathrm{OH}$ : l'oxygène déprotoné porte trois doublets non liants et la charge négative.
• Une amine porte le groupe amino : formule $\mathrm{R}-\mathrm{N}{\mathrm{H}}_2$ (amine primaire). L'atome d'azote porte un doublet non liant, qui lui permet de capter un proton : c'est ce doublet qui fait des amines des bases.
• Son acide conjugué, l'ion ammonium $\mathrm{R}-\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3^{+}$, résulte de la fixation d'un proton sur ce doublet : l'azote, alors lié à quatre voisins, porte la charge positive et n'a plus de doublet non liant.

Couples associés : $\mathrm{R}-\mathrm{COOH}/\mathrm{R}-\mathrm{CO}{\mathrm{O}}^{-}$ et $\mathrm{R}-\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3^{+}/\mathrm{R}-\mathrm{N}{\mathrm{H}}_2$.