====== pH et pKa : Équilibres acido-basiques en solution aqueuse ======

===== Prérequis =====

Ce cours nécessite une bonne compréhension des notions d'acides et de bases (théories de Brønsted et de Lewis), des réactions acido-basiques, de la constante d'équilibre <m>K</m> et des concentrations molaires. Il s'inscrit dans la continuité des chapitres sur les réactions chimiques en solution et précède l'étude des titrages acido-basiques.

===== Chapitre 1 : Définition du pH et son importance =====

==== 1.1 L'autoprotolyse de l'eau ====

L'eau pure, même si elle est considérée comme neutre, n'est pas totalement dépourvue de propriétés acido-basiques. Elle subit une **autoprotolyse**, une réaction d'échange de proton entre deux molécules d'eau :

<m>2H_2O_(l) \ leftright H_3O^+ _(aq) + HO^- _(aq)</m>

Cette réaction est une équilibre chimique. La constante d'équilibre associée, appelée **produit ionique de l'eau**, est notée <m>K_e</m> :

<m>K_e = ([H_3O^+][HO^- ]) / ([H_2O]^2)</m>

Comme la concentration en eau est très importante et quasiment constante (<m>[H_2O] approx 55.5 mol.L^{-1}</m>), on peut simplifier l'expression de <m>K_e</m> :

<m>K_e = [H_3O^+][HO^- ] approx 1.0 * 10^{-14}</m> à  <m>25^\circ C</m>

==== 1.2 Définition du pH ====

Le **pH** est une grandeur qui permet de mesurer l'acidité ou la basicité d'une solution. Il est défini par :

<m>pH = -\log_10[H_3O^+]</m>

où <m>[H_3O^+]</m> est la concentration molaire en ions oxonium (en mol.L⁻¹). À 25°C, dans une solution aqueuse neutre, <m>[H_3O^+] = [HO^- ] = 1.0 * 10^{-7} mol.L^{-1}</m>, ce qui donne un pH de 7.

  * Un pH inférieur à 7 indique une solution **acide**.
  * Un pH supérieur à 7 indique une solution **basique** (ou alcaline).

==== 1.3 Exemple concret : le jus de citron ====

Le jus de citron est acide, car il contient de l'acide citrique. Sa concentration en ions <m>H_3O^+</m> est supérieure à <m>10^{-7}</m> mol.L⁻¹, donc son pH est inférieur à 7.

===== Chapitre 2 : Introduction au pKa =====

==== 2.1 Constante d'acidité Ka ====

Considérons un acide faible HA qui réagit avec l'eau :

<m>HA(aq) + H_2O(l) \ harpoons H_3O^+(aq) + A^-(aq)</m>

La **constante d'acidité**, notée <m>K_a</m>, caractérise la force de l'acide. Elle s'exprime par :

<m>K_a = ([H_3O^+][A^- ]) / ([HA])</m>

Plus <m>K_a</m> est grand, plus l'acide est fort.

==== 2.2 Définition du pKa ====

Le **pKa** est défini de manière analogue au pH :

<m>pKa = -\log_10K_a</m>

Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.

==== 2.3 Exemple : l'acide acétique ====

L'acide acétique (<m>CH_3COOH</m>) est un acide faible. Son <m>K_a</m> est de l'ordre de <m>1.8 * 10^{-5}</m>, ce qui correspond à un pKa d'environ 4,75.

===== Chapitre 3 : Relation entre pH, pKa et le diagramme de prédominance =====

==== 3.1 Equation de Henderson-Hasselbalch ====

Pour un couple acide/base faible, l'équation de Henderson-Hasselbalch permet de calculer le pH d'une solution tampon :

<m>pH = pKa + \log_10([A^- ]) / ([HA])</m>

où <m>[A^- ]</m> est la concentration de la base conjuguée et <m>[HA]</m> la concentration de l'acide.

==== 3.2 Diagramme de prédominance ====

Un diagramme de prédominance permet de visualiser les espèces prédominantes (HA ou A⁻) en fonction du pH. La forme acide prédomine lorsque <m>pH < pKa</m>, et la forme basique lorsque <m>pH > pKa</m>. À <m>pH = pKa</m>, les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales.

==== 3.3 Exemple : tampon acétate ====

Un tampon acétate est préparé en mélangeant de l'acide acétique (<m>CH_3COOH</m>) et de l'acétate de sodium (<m>CH_3COONa</m>). Son pH est proche du pKa de l'acide acétique (environ 4,75).

===== Résumé =====

  * **Autoprotolyse de l'eau :** <m>2H_2O(l) \ leftright H_3O^+(aq) + HO^- _(aq)</m> ; <m>K_e = [H_3O^+][HO^- ] approx 1.0 * 10^{-14}</m> à 25°C.
  * **pH :** <m>pH = -\log_10[H_3O^+]</m> ; mesure de l'acidité/basicité d'une solution.
  * **Constante d'acidité (<m>K_a</m>) :** <m>K_a = ([H_3O^+][A^- ]) / ([HA])</m> ; caractérise la force d'un acide.
  * **pKa :** <m>pKa = -\log_10K_a</m> ; plus petit pKa, plus l'acide est fort.
  * **Equation de Henderson-Hasselbalch :** <m>pH = pKa + \log_10([A^- ]) / ([HA])</m> ; permet de calculer le pH d'une solution tampon.
  * **Diagramme de prédominance :** Visualise les espèces prédominantes (HA ou A⁻) en fonction du pH. HA prédomine si <m>pH < pKa</m>, A⁻ prédomine si <m>pH > pKa</m>.