Physique-Chimie — Terminale
Force des acides et des bases — Physique-Chimie Terminale (chapitre 9)
Force des acides et des bases en terminale spécialité physique-chimie : constante d'acidité KA, produit ionique de l'eau Ke, acides forts et faibles,…
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La force des acides et des bases
Chapitre 9 — Constitution et transformations de la matière · Terminale, spécialité physique-chimie
Le chapitre 2 a défini ce qu'est un acide : une espèce capable de céder un ion hydrogène. Ce chapitre pose la question suivante, et elle est quantitative : avec quelle facilité le cède-t-il ? C'est ce qui distingue l'acide chlorhydrique, qui se dissocie entièrement, de l'acide éthanoïque du vinaigre, qui n'en cède presque rien.
L'outil de mesure est celui du chapitre 7 : une constante d'équilibre, appliquée cette fois à la réaction de l'acide avec l'eau. Une seule constante par couple, notée $K_A$ — et tout le reste en découle : la composition d'une solution, le choix d'un indicateur coloré, le comportement des acides aminés, le pH du sang.
Au programme officiel. Constante d'acidité $K_A$ d'un couple acide-base, produit ionique de l'eau $K_e$. Réaction d'un acide ou d'une base avec l'eau, cas limite des acides forts et des bases fortes dans l'eau. Prévoir la composition finale d'une solution aqueuse de concentration donnée en acide fort ou faible apporté ; comparer la force de différents acides ou de différentes bases. Solutions courantes d'acides et de bases. Diagrammes de prédominance et de distribution ; espèce prédominante, cas des indicateurs colorés et des acides alpha-aminés. Solution tampon.
Capacités numériques : déterminer le taux d'avancement final de la réaction d'un acide sur l'eau ; tracer le diagramme de distribution d'un couple de $\mathrm{p}K_A$ donné.
Capacité mathématique : résoudre une équation du second degré.
1. Le produit ionique de l'eau
L'eau pure n'est pas un isolant chimique : quelques molécules réagissent entre elles selon $2\,\mathrm{H_2O} \;\rightleftharpoons\; \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{HO^-},$ réaction appelée autoprotolyse de l'eau. Sa constante d'équilibre porte un nom particulier.
Définition. Le produit ionique de l'eau vaut
$\boxed{\;K_e = \frac{[\mathrm{H_3O^+}]\,[\mathrm{HO^-}]}{(c^\circ)^2}\;}$
À $25\ ^\circ\mathrm{C}$, $K_e = 1{,}0\times10^{-14}$, donc $\mathrm{p}K_e = -\log K_e = 14{,}0$.
Deux conséquences immédiates.
$\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14{,}0 \qquad\text{où}\qquad \mathrm{pOH} = -\log\!\left(\frac{[\mathrm{HO^-}]}{c^\circ}\right)$
et, dans l'eau pure, $[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{HO^-}] = 10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, d'où $\mathrm{pH} = 7{,}0$.
La neutralité ne vaut 7 qu'à $25\ ^\circ\mathrm{C}$. $K_e$ est une constante d'équilibre : elle dépend de la température. À $60\ ^\circ\mathrm{C}$, $\mathrm{p}K_e \approx 13{,}0$ et l'eau pure a un pH de $6{,}5$ — elle n'est pas devenue acide pour autant, puisque $[\mathrm{H_3O^+}]$ y est toujours égale à $[\mathrm{HO^-}]$. Neutre signifie « autant d'ions oxonium que d'ions hydroxyde », pas « pH = 7 ».
2. La constante d'acidité
2.1 Définition
Faisons réagir un acide $\mathrm{AH}$ avec l'eau : $\mathrm{AH} + \mathrm{H_2O} \;\rightleftharpoons\; \mathrm{A^-} + \mathrm{H_3O^+}.$
Définition. La constante d'acidité du couple $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$ est la constante d'équilibre de cette réaction :
$\boxed{\;K_A = \frac{[\mathrm{A^-}]\,[\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]\times c^\circ}\;}
\qquad\text{et}\qquad \mathrm{p}K_A = -\log K_A.$
L'eau, solvant, ne figure pas au dénominateur (chapitre 7).
Un couple, une constante. $K_A$ caractérise le couple, pas la solution : elle ne dépend que de la température, comme toute constante d'équilibre.
2.2 La relation fondamentale
En prenant le logarithme de la définition, on obtient une relation d'un usage constant :
$\boxed{\;\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A + \log\!\left(\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}\right)\;}$
Démonstration. De $K_A = \dfrac{[\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]}$ (en omettant $c^\circ$) on tire $[\mathrm{H_3O^+}] = K_A\dfrac{[\mathrm{AH}]}{[\mathrm{A^-}]}$, puis en passant au $-\log$ : $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A - \log\!\left(\frac{[\mathrm{AH}]}{[\mathrm{A^-}]}\right) = \mathrm{p}K_A + \log\!\left(\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}\right). \qquad \blacksquare$
Le cas particulier essentiel : si $[\mathrm{A^-}] = [\mathrm{AH}]$, le logarithme vaut $0$ et $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A.$ C'est ce qui se passe à la demi-équivalence d'un titrage (chapitre 4), et c'est la façon la plus simple de mesurer un $\mathrm{p}K_A$.
2.3 Comparer deux acides
Plus $K_A$ est grand — donc plus $\mathrm{p}K_A$ est petit —, plus l'acide est fort.
| Couple | $\mathrm{p}K_A$ à $25\ ^\circ\mathrm{C}$ |
|---|---|
| $\mathrm{HCOOH}/\mathrm{HCOO^-}$ (méthanoïque) | 3,8 |
| $\mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-}$ (éthanoïque) | 4,8 |
| $\mathrm{CO_2,H_2O}/\mathrm{HCO_3^-}$ | 6,4 |
| $\mathrm{HClO}/\mathrm{ClO^-}$ (hypochloreux) | 7,5 |
| $\mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}$ | 9,2 |
| $\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$ | 10,3 |
La symétrie à retenir : dans un couple, plus l'acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. L'ion chlorure $\mathrm{Cl^-}$, base conjuguée de l'acide chlorhydrique — un acide fort —, est si faible qu'il ne réagit pas du tout avec l'eau. C'est pourquoi une solution de chlorure de sodium est neutre.
3. Acides forts, acides faibles
Définitions.
Un acide est fort dans l'eau si sa réaction avec l'eau est totale : tout l'acide apporté est dissocié, et $\tau = 1$.
Un acide est faible si cette réaction est limitée : il subsiste de l'acide non dissocié à l'équilibre, et $\tau < 1$.
Mêmes définitions pour les bases, avec la réaction sur l'eau qui produit $\mathrm{HO^-}$.
3.1 Les solutions courantes à connaître
Le programme demande de savoir citer ces cinq solutions et d'écrire les espèces dissoutes.
| Nom | Espèces en solution | Nature |
|---|---|---|
| acide chlorhydrique | $(\mathrm{H_3O^+_{(aq)}},\ \mathrm{Cl^-_{(aq)}})$ | acide fort |
| acide nitrique | $(\mathrm{H_3O^+_{(aq)}},\ \mathrm{NO_3^-_{(aq)}})$ | acide fort |
| acide éthanoïque | $\mathrm{CH_3COOH_{(aq)}}$ | acide faible |
| soude (hydroxyde de sodium) | $(\mathrm{Na^+_{(aq)}},\ \mathrm{HO^-_{(aq)}})$ | base forte |
| ammoniac | $\mathrm{NH_3(aq)}$ | base faible |
Lisez les parenthèses : elles disent tout. Pour l'acide chlorhydrique, on écrit directement $\mathrm{H_3O^+}$ et $\mathrm{Cl^-}$, parce qu'il n'existe pas de molécule $\mathrm{HCl}$ en solution aqueuse : tout est dissocié. Pour l'acide éthanoïque, on écrit la molécule entière, parce qu'elle est majoritairement intacte.
3.2 Composition d'une solution d'acide fort
C'est le cas simple : $\mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{Cl^-}$ étant totale, $[\mathrm{H_3O^+}] = c \qquad\text{et}\qquad \mathrm{pH} = -\log c.$ C'est le résultat du chapitre 2, avec son domaine de validité — la relation cesse d'être vraie en dessous de $10^{-6}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.
3.3 Composition d'une solution d'acide faible
Il faut résoudre l'équilibre, exactement comme au chapitre 7. Le tableau d'avancement en concentrations donne
$K_A = \frac{x_f^{\,2}}{c - x_f} \qquad\Longrightarrow\qquad x_f^{\,2} + K_A\,x_f - K_A\,c = 0,$
équation du second degré dont on retient la racine positive $x_f = \frac{-K_A + \sqrt{K_A^{\,2} + 4K_A c}}{2}, \qquad [\mathrm{H_3O^+}] = x_f, \qquad \tau = \frac{x_f}{c}.$
Exemple. Acide éthanoïque, $\mathrm{p}K_A = 4{,}8$ donc $K_A = 1{,}6\times10^{-5}$, à $c = 1{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ : $x_f = 3{,}90\times10^{-4}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}, \qquad \mathrm{pH} = 3{,}41, \qquad \tau = 3{,}9\ \%.$
Le contrôle de cohérence, en une ligne. Un acide fort à la même concentration aurait un pH de $2{,}0$. On trouve $3{,}41$, donc plus élevé — c'est bien ce qu'on attend d'un acide faible, qui libère moins d'ions oxonium. Si vous trouvez un pH inférieur à $-\log c$, il y a une erreur : aucun acide ne peut libérer plus d'ions oxonium qu'il n'apporte de molécules.
4. Diagrammes de prédominance et de distribution
4.1 Le diagramme de prédominance
La relation $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A + \log\left(\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}\right)$ se lit dans les deux sens : connaissant le pH, on connaît le rapport des concentrations.
Règle de prédominance.
$\mathrm{pH} < \mathrm{p}K_A \;\Longrightarrow\; [\mathrm{AH}] > [\mathrm{A^-}] : \text{l'\textbf{acide} prédomine}$
$\mathrm{pH} > \mathrm{p}K_A \;\Longrightarrow\; [\mathrm{A^-}] > [\mathrm{AH}] : \text{la \textbf{base} prédomine}$
$\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A \;\Longrightarrow\; [\mathrm{AH}] = [\mathrm{A^-}]$
À gauche, le diagramme de prédominance : un axe de pH coupé en deux par le $\mathrm{p}K_A$. À droite, le diagramme de distribution, plus riche : il donne le pourcentage de chaque forme à chaque pH. Les deux courbes se croisent à $50\ \%$, exactement en $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A$.
Le diagramme de distribution se calcule directement : $\%\,\mathrm{AH} = \frac{100}{1 + 10^{\,\mathrm{pH}-\mathrm{p}K_A}}, \qquad \%\,\mathrm{A^-} = \frac{100}{1 + 10^{\,\mathrm{p}K_A-\mathrm{pH}}}.$
Le repère à mémoriser : une unité de pH d'écart, c'est $91\ \%$ contre $9\ \%$. Deux unités, $99\ \%$ contre $1\ \%$. Au-delà de $\mathrm{p}K_A + 2$, on peut considérer que seule la base est présente ; en dessous de $\mathrm{p}K_A - 2$, seul l'acide. « Prédomine » ne veut pas dire « est seul » : à $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A + 0{,}5$, la base ne représente encore que $76\ \%$.
4.2 Les indicateurs colorés
Un indicateur coloré est un couple acide-base dont les deux formes n'ont pas la même couleur. Sa zone de virage est l'intervalle de pH où l'on voit la teinte changer ; elle vaut approximativement $\mathrm{p}K_A \pm 1$.
| Indicateur | Zone de virage | Teinte acide | Teinte basique |
|---|---|---|---|
| hélianthine | 3,1 – 4,4 | rouge | jaune |
| bleu de bromothymol (BBT) | 6,0 – 7,6 | jaune | bleu |
| phénolphtaléine | 8,2 – 10,0 | incolore | rose |
La règle de choix pour un titrage. L'indicateur convient si sa zone de virage contient le pH à l'équivalence.
Acide fort par base forte ($\mathrm{pH_{éq}} = 7$) : le BBT convient.
Acide faible par base forte ($\mathrm{pH_{éq}} > 7$, souvent 8 à 9) : la phénolphtaléine convient ; l'hélianthine virerait beaucoup trop tôt et donnerait un volume équivalent sous-estimé.
4.3 Les acides $\alpha$-aminés
Un acide $\alpha$-aminé porte deux groupes ionisables : un groupe carboxyle $\mathrm{-COOH}$, acide, et un groupe amine $\mathrm{-NH_2}$, basique. Il possède donc deux $\mathrm{p}K_A$ et trois formes selon le pH.
Pour la glycine ($\mathrm{p}K_{A1} = 2{,}3$ et $\mathrm{p}K_{A2} = 9{,}6$) :
- $\mathrm{pH} < 2{,}3$ : forme cationique, $\mathrm{^+H_3N\!-\!CH_2\!-\!COOH}$ — les deux groupes sont protonés.
- $2{,}3 < \mathrm{pH} < 9{,}6$ : forme zwitterionique (ou amphion), $\mathrm{^+H_3N\!-\!CH_2\!-\!COO^-}$ — globalement neutre, mais portant deux charges opposées.
- $\mathrm{pH} > 9{,}6$ : forme anionique, $\mathrm{H_2N\!-\!CH_2\!-\!COO^-}$.
Au pH du sang ($7{,}4$), les acides aminés sont sous forme de zwitterions. C'est cette forme, doublement chargée mais globalement neutre, qui explique leur très grande solubilité dans l'eau et leur point de fusion élevé — un acide aminé solide est en réalité un solide ionique.
5. Les solutions tampons
Définition. Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu :
- lors de l'ajout modéré d'un acide ou d'une base ;
- lors d'une dilution modérée.
Comment en fabriquer une ? En mélangeant, en quantités comparables, un acide faible et sa base conjuguée. Le pH vaut alors $\mathrm{p}K_A + \log\left(\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}\right)$, et le mélange équimolaire donne exactement $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A$.
Pourquoi ça marche. Le tampon contient à la fois une réserve de base, prête à absorber les ions $\mathrm{H_3O^+}$ ajoutés, et une réserve d'acide, prête à fournir des ions $\mathrm{H_3O^+}$ si l'on ajoute de la base. Le rapport $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{AH}]$ change un peu ; mais comme il intervient dans un logarithme, le pH bouge très peu.
Le tampon du sang. Le pH sanguin est maintenu entre $7{,}35$ et $7{,}45$ — un écart de $0{,}1$ unité seulement — principalement par le couple $\mathrm{CO_2,H_2O}/\mathrm{HCO_3^-}$. En sortir de quelques dixièmes suffit à mettre la vie en danger : c'est l'acidose ou l'alcalose. On mesure là ce qu'un tampon accomplit.
Capacité numérique
import numpy as np
import matplotlib.pyplot as plt
pKa = 4.8
pH = np.linspace(0, 14, 500)
pct_acide = 100 / (1 + 10**(pH - pKa))
pct_base = 100 / (1 + 10**(pKa - pH))
plt.plot(pH, pct_acide, label="AH")
plt.plot(pH, pct_base, label="A⁻")
plt.axvline(pKa, ls="--", color="grey")
plt.xlabel("pH"); plt.ylabel("pourcentage (%)"); plt.legend()
plt.show()
# contrôle : les deux pourcentages font toujours 100
print(np.allclose(pct_acide + pct_base, 100))
Exercices corrigés
Exercice 1 — Déterminer un $\mathrm{p}K_A$
Une solution d'acide méthanoïque de concentration $c = 1{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a un pH mesuré de $2{,}9$. Calculer $K_A$ et $\mathrm{p}K_A$, puis le taux d'avancement.
Correction. $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-2{,}9} = 1{,}26\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.$ Le tableau d'avancement donne $[\mathrm{A^-}] = [\mathrm{H_3O^+}] = 1{,}26\times10^{-3}$ et $[\mathrm{AH}] = c - x_f = 8{,}74\times10^{-3}$, d'où $K_A = \frac{(1{,}26\times10^{-3})^2}{8{,}74\times10^{-3}} = 1{,}81\times10^{-4}, \qquad \mathrm{p}K_A = 3{,}74.$ $\tau = \frac{1{,}26\times10^{-3}}{1{,}0\times10^{-2}} = 13\ \%.$
Contrôle : la valeur tabulée du $\mathrm{p}K_A$ de l'acide méthanoïque est $3{,}8$ ; on retrouve $3{,}74$, soit un écart de $0{,}06$ — parfaitement compatible avec l'incertitude d'un pH-mètre ($\pm 0{,}05$).
Exercice 2 — Prédominance
Le bleu de bromothymol a un $\mathrm{p}K_A$ de $7{,}0$. Sa forme acide est jaune, sa forme basique bleue. Quelle est la couleur d'une solution de pH $5{,}0$ ? de pH $9{,}0$ ? de pH $7{,}0$ ?
Correction. À $\mathrm{pH} = 5{,}0$, soit $\mathrm{p}K_A - 2$ : la forme acide représente $99\ \%$ — la solution est jaune. À $\mathrm{pH} = 9{,}0$, soit $\mathrm{p}K_A + 2$ : la forme basique représente $99\ \%$ — la solution est bleue. À $\mathrm{pH} = 7{,}0 = \mathrm{p}K_A$ : les deux formes sont à $50\ \%$, et la solution prend la couleur du mélange, verte.
C'est exactement ainsi qu'on lit un titrage au BBT : le virage au vert marque le passage par $\mathrm{pH} = 7$.
Exercice 3 — Composition d'une solution
Calculer le pH et la composition d'une solution d'ammoniac ($\mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}$, $\mathrm{p}K_A = 9{,}2$) de concentration $c = 5{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.
Correction. L'ammoniac est une base ; elle réagit avec l'eau selon $\mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{HO^-}.$ La constante de cette réaction est $K_B = \dfrac{K_e}{K_A} = \dfrac{10^{-14}}{10^{-9{,}2}} = 10^{-4{,}8} = 1{,}58\times10^{-5}$.
En notant $y$ la concentration en $\mathrm{HO^-}$ formée : $K_B = \frac{y^2}{c - y} \quad\Longrightarrow\quad y^2 + K_B y - K_B c = 0 \quad\Longrightarrow\quad y = 8{,}82\times10^{-4}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.$ $\mathrm{pOH} = -\log(8{,}82\times10^{-4}) = 3{,}05 \qquad\Longrightarrow\qquad \mathrm{pH} = 14{,}0 - 3{,}05 = 10{,}95.$
Composition : $[\mathrm{HO^-}] = [\mathrm{NH_4^+}] = 8{,}8\times10^{-4}$, $[\mathrm{NH_3}] = 4{,}9\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.
Contrôle : $\mathrm{pH} = 10{,}95 > \mathrm{p}K_A = 9{,}2$, donc la base doit prédominer — et en effet $[\mathrm{NH_3}] \gg [\mathrm{NH_4^+}]$ ✓.
Exercice 4 — Solution tampon
On dissout $0{,}10\ \mathrm{mol}$ d'acide éthanoïque et $0{,}10\ \mathrm{mol}$ d'éthanoate de sodium dans $1{,}0\ \mathrm{L}$ d'eau. On donne $\mathrm{p}K_A = 4{,}8$. a. Quel est le pH ? b. On ajoute $1{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ d'acide chlorhydrique. Quel est le nouveau pH ? c. Comparer avec l'ajout de la même quantité d'acide dans $1{,}0\ \mathrm{L}$ d'eau pure.
Correction. a. Le mélange est équimolaire, donc $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A + \log\!\left(\frac{0{,}10}{0{,}10}\right) = 4{,}8.$ b. Les ions $\mathrm{H_3O^+}$ ajoutés transforment l'éthanoate en acide éthanoïque : $[\mathrm{A^-}] = 0{,}10 - 0{,}010 = 0{,}090, \qquad [\mathrm{AH}] = 0{,}10 + 0{,}010 = 0{,}110,$ $\mathrm{pH} = 4{,}8 + \log\!\left(\frac{0{,}090}{0{,}110}\right) = 4{,}8 - 0{,}087 = 4{,}71.$ Le pH a baissé de 0,09 unité seulement. c. Dans l'eau pure, la même quantité donnerait $[\mathrm{H_3O^+}] = 1{,}0\times10^{-2}$, soit $\mathrm{pH} = 2{,}0.$ Le pH aurait chuté de 5 unités, soit une variation près de soixante fois plus grande ($5{,}0/0{,}087 = 57$). Voilà ce que fait un tampon.
Exercice 5 — Acide aminé
L'alanine a pour $\mathrm{p}K_A$ successifs $2{,}3$ (groupe $\mathrm{-COOH}$) et $9{,}7$ (groupe $\mathrm{-NH_3^+}$). a. Sous quelle forme est-elle à $\mathrm{pH} = 1{,}0$ ? à $\mathrm{pH} = 7{,}4$ ? à $\mathrm{pH} = 12{,}0$ ? b. Quelle est sa charge globale dans chaque cas ?
Correction. a. À $\mathrm{pH} = 1{,}0 < 2{,}3$ : les deux groupes sont sous forme acide, donc protonés — forme $\mathrm{^+H_3N\!-\!CHR\!-\!COOH}$. À $\mathrm{pH} = 7{,}4$, compris entre $2{,}3$ et $9{,}7$ : le carboxyle est déprotoné (car $\mathrm{pH} > 2{,}3$), l'ammonium ne l'est pas (car $\mathrm{pH} < 9{,}7$) — zwitterion $\mathrm{^+H_3N\!-\!CHR\!-\!COO^-}$. À $\mathrm{pH} = 12{,}0 > 9{,}7$ : les deux groupes sont sous forme basique — forme $\mathrm{H_2N\!-\!CHR\!-\!COO^-}$. b. Charges globales : $+1$ ; $0$ (deux charges opposées qui se compensent) ; $-1$.
Le raisonnement général : on traite chaque groupe indépendamment, en comparant le pH à son $\mathrm{p}K_A$. Deux groupes, deux comparaisons, et la charge globale est la somme.
À retenir
Le produit ionique de l'eau $K_e = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}] = 1{,}0\times10^{-14} \text{ à } 25\,^\circ\mathrm{C}, \qquad \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14{,}0.$
La constante d'acidité $K_A = \frac{[\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]}, \qquad \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_A + \log\!\left(\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}\right).$ Plus $\mathrm{p}K_A$ est petit, plus l'acide est fort — et plus sa base conjuguée est faible.
Prédominance $\mathrm{pH} < \mathrm{p}K_A : \text{l'acide prédomine} \qquad \mathrm{pH} > \mathrm{p}K_A : \text{la base prédomine}$ $\pm 1$ unité : $91/9$. $\pm 2$ unités : $99/1$.
Acide faible : résoudre $x_f^2 + K_A x_f - K_A c = 0$, puis $\mathrm{pH} = -\log x_f$ et $\tau = x_f/c$.
Indicateur coloré : convient si sa zone de virage contient le $\mathrm{pH}$ à l'équivalence.
Solution tampon : acide faible + sa base conjuguée, en quantités comparables. pH stable.
Les trois réflexes
- Comparer le pH trouvé à $-\log c$ : un acide faible donne toujours un pH plus grand qu'un acide fort de même concentration.
- Traiter chaque groupe ionisable séparément pour un acide aminé, en comparant le pH à son propre $\mathrm{p}K_A$.
- Neutre veut dire $[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{HO^-}]$, pas « pH = 7 » — cette égalité n'est vraie qu'à $25\ ^\circ\mathrm{C}$.
Chapitre suivant : la synthèse organique, où toute la chimie de l'année se met au service de la fabrication de molécules.