L’étude des équilibres chimiques en solution aqueuse est une partie centrale du programme de chimie. Le cours sur les transformations liées à des réactions acide-base 2ème bac apporte aux élèves des filières 2bac sciences physique, 2bac sciences maths et 2bac svt toutes les notions nécessaires pour comprendre le comportement des acides et des bases dans l’eau. Nous y aborderons l’autoprotolyse de l’eau, le produit ionique (Ke), l’échelle de pH, et la constante d’acidité (Ka) d’un couple acide/base.
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1. L’autoprotolyse de l’eau et le produit ionique (Ke)
L’eau pure n’est pas totalement inerte. Il s’y produit en permanence une réaction chimique limitée entre ses propres molécules, appelée l’autoprotolyse de l’eau. L’équation de cette réaction s’écrit :
2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + HO⁻(aq)
Cette réaction montre que l’eau pure contient toujours une faible quantité d’ions oxonium (H3O+) et d’ions hydroxyde (HO⁻). La constante d’équilibre associée à cette réaction spécifique est appelée le produit ionique de l’eau (Ke) :
Ke = [H3O+] × [HO⁻]
La valeur de Ke ne dépend que de la température. À 25°C, Ke = 10⁻¹⁴. On utilise souvent la grandeur pKe, définie par pKe = -log(Ke), qui vaut donc 14 à 25°C.
2. L’échelle de pH et la nature des solutions
La notion de pH (potentiel hydrogène) permet d’évaluer facilement l’acidité ou la basicité d’une solution aqueuse. Le pH est directement lié à la concentration en ions oxonium par la relation mathématique : pH = -log([H3O+]).
À 25°C, on distingue trois types de solutions :
- Solution neutre : [H3O+] = [HO⁻] = 10⁻⁷ mol/L. Le pH vaut exactement 7 (soit ½ pKe).
- Solution acide : La solution contient plus d’ions H3O+ que l’eau pure ([H3O+] > 10⁻⁷ mol/L). Son pH est strictement inférieur à 7.
- Solution basique : La concentration en ions H3O+ est plus faible que dans l’eau pure ([H3O+] < 10⁻⁷ mol/L, ce qui signifie que les ions HO⁻ sont majoritaires). Son pH est strictement supérieur à 7.
3. La constante d’acidité (Ka) d’un couple Acide/Base
Lorsqu’un acide AH réagit avec l’eau, il cède un proton H+ pour former sa base conjuguée A⁻. L’équation s’écrit : AH(aq) + H2O(l) ⇌ A⁻(aq) + H3O+(aq).
La constante d’équilibre de cette réaction d’un acide avec l’eau est appelée constante d’acidité (Ka) du couple AH/A⁻. Elle s’exprime par :
Ka = ([A⁻] × [H3O+]) / [AH]
Comme pour le Ke, on définit le pKa = -log(Ka). Cette valeur est propre à chaque couple acide/base et ne dépend que de la température. Plus le Ka est grand (et donc plus le pKa est petit), plus l’acide est fort (il se dissocie davantage dans l’eau).
4. Domaines de prédominance et diagrammes de distribution
En manipulant l’expression de la constante d’acidité, on obtient une relation fondamentale qui relie le pH, le pKa et les concentrations des espèces :
pH = pKa + log([A⁻] / [AH])
Cette formule est extrêmement utile dans les examens de 2bac sciences physique et SVT pour déterminer quelle espèce chimique prédomine dans la solution en fonction du pH :
- Si pH = pKa : les deux espèces sont en quantités égales ([AH] = [A⁻]).
- Si pH < pKa : l’acide prédomine ([AH] > [A⁻]). C’est le domaine de prédominance de la forme acide.
- Si pH > pKa : la base conjuguée prédomine ([A⁻] > [AH]). C’est le domaine de prédominance de la forme basique.
