Chimie Générale

Chapitre 1 : Le pH

C'est Sorensen qui définie la notion de potentiel hydrogène (pH)

pH = - log [H3O+]

► pH inférieur à 7 : Acide
► pH supérieur à 7 : Basique

pH + pHO = pKe = 14

Acides et bases

Définition
Bronsted : un composé acide cède des protons (H+). Une base est capable de capter des protons.

► AH + H2O ↔ H3O+ + A- acide base conjuguée

► B + H2O ↔ HO- + BH+ base acide conjuguée

Lewis : un acide est capable d'accepter un doublet électronique puisqu'il a une lacune. La base est capable de céder un doublet, c'est à dire qu'elle possède un doublet d'électron non liant.

Les couples acide/base sont classés selon leur force

Ka = [ H3O+] x [A-] / [AH]

Ka : constante d'acidité
(= loi d'action de masse, dépend de la température)

Kb = [BH+] x [HO-] / [B]

Kb : constante de basicité
[C] sont les concentrations à l'équilibre

pKa = - log Ka pKb = - log Kb

Ka x Kb = 10-14
C'est le produit ionique de l'eau

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

Dissociation de l'eau
H2O est un ampholyte : il possède des propriétés acide et basique.

2 H2O ↔ H3O+ + HO-
→ Autoprotolyse de l'eau
← Réaction acide/base

Ke = [H3O+] x [HO-] = 10-14 en mol².L-2

pKe = 14

Force des acides et des bases
Cette force dépend de l'état de dissociation de l'entité dans un solvant.

► Un acide fort se dissocie totalement dans l'eau ( → ), et de même pour les bases fortes.
► Un acide faible est en dissociation partielle, une partie des molécules reste en état. La fin de la dissociation partielle va constituer un état d'équilibre (idem pour les bases faibles).

Plus la base est forte et plus l'acide conjuguée est