Acides et bases

La chimie acido-basique repose sur la théorie de Brønsted (1923) : un acide est une espèce chimique capable de DONNER (céder) un proton H⁺ à une autre espèce, et une base est une espèce capable de CAPTER (accepter) un proton H⁺. Chaque acide est associé à sa base conjuguée pour former un couple acide/base noté AH/A⁻. La réaction acido-basique est un transfert de proton d'un acide d'un couple vers la base d'un autre couple. Le pH (potentiel hydrogène) mesure l'acidité d'une solution aqueuse : pH = -log[H₃O⁺], où [H₃O⁺] est la concentration en ions oxonium (ou hydronium). À 25°C : pH < 7 → solution acide, pH = 7 → solution neutre, pH > 7 → solution basique. L'eau est une espèce amphotère (ou ampholyte) : elle appartient à deux couples (H₃O⁺/H₂O et H₂O/OH⁻) et peut donc jouer le rôle d'acide ou de base. Le produit ionique de l'eau est Ke = [H₃O⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴ à 25°C, d'où pKe = 14. La force d'un acide se mesure par sa constante d'acidité Ka (ou son pKa = -log Ka) : plus Ka est grand (pKa petit), plus l'acide est fort. Un acide fort (HCl, HNO₃, H₂SO₄) se dissocie totalement dans l'eau (réaction totale, flèche →), tandis qu'un acide faible (CH₃COOH, acide éthanoïque) ne se dissocie que partiellement (réaction partielle, double flèche ⇌). La relation de Henderson-Hasselbalch relie le pH au pKa : pH = pKa + log([A⁻]/[AH]). Le diagramme de prédominance permet de déterminer l'espèce majoritaire en fonction du pH : si pH < pKa, l'acide AH prédomine ; si pH > pKa, la base A⁻ prédomine. Le titrage acido-basique permet de déterminer la concentration d'un acide ou d'une base par réaction avec un réactif titrant de concentration connue : à l'équivalence, les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques.