Réaction chimique par échange de proton H+


I. pH d’une solution aqueuse
a) rappel de math
Log(a.b) = log (a) +log(b) Log (a)n = n.log (a) Log (10n) = n

Log (a/b) =log (a)-log (b) Log (a+b) = Log (a+b) 10log(a )= a



b) définition du pH
Le pH (potentiel d’Hydrogène) indique la nature acide, neutre ou basique d’une solution.
Pour les solutions aqueuses diluées (en pratique 10 -4 mol.L-1  c  10-2 mol.L-1) :


pH   log [ H 3 O  ] eq   [ H 3 O  ] eq  10  pH

Plus une solution contient des ions oxonium H3O+, plus son pH est faible et plus elle est
acide


c) mesure du pH
 de manière peu précise avec un indicateur colorée
 à une unité près avec un papier pH
 à 0,05 près avec un pH-mètre étalonné

Remarque : la précision de la mesure du pH dépend de nombreux facteurs : fraicheur des
solutions étalons, température, état de la sonde et qualité de l’étalonnage

L’incertitude sur la valeur du pH correspond à une incertitude relative importante sur la
valeur de [H3O+] (de 10%). Ainsi toute concentration [H3O+] déduite d’une mesure de pH
doit être donnée avec au plus de 2 chiffres significatifs



II. équilibre acido-basique
a) définition d’un acide et d’une base selon Bronsted
Un acide, qui est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs proton H +
Une base, qui est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs proton H +
b) couple acide-base AH/A-
Il est constitué d’un acide AH et d’une base A- liés par l’équation de l’équilibre de
Bronsted : AH = A- + H+
AH est l’acide conjugué de sa base A-




Remarque : l’ion oxonium H+ n’existe pas seul en solution, il est échangé entre la forme
acide d’un couple et la forme basique d’un autre couple
Le « = » indique que la réaction peut se faire dans les 2 sens


c) espèce amphotère ou ampholyte
C’est une espèce qui à la fois acide et basique comme l’eau



d) réaction acido-basique
C’est une réaction chimique au cours de laquelle il y a un transfert de proton entre l’acide
d’un couple et la base d’un autre couple


e) notion d’équilibre chimique
Dans certaines réactions chimiques, le réactif limitant ne disparait pas totalement à l’état
final : la transformation atteint un équilibre, ainsi les concentrations des réactifs et des
produits n’évoluent plus. Dans ce cas xf < xmax
L’équation de la réaction comporte un « = » pour symboliser son évolution dans les 2 sens
et avec une «  » pour symboliser qu’elle évolue dans un seul sens (réaction totale).


f) acides faibles et bases faibles
Un acide faible AH (respectivement une base faible A-) ne réagit pas totalement avec l’eau :
la réaction conduit à un équilibre
Les acides carboxyliques sont des acides faibles, les amines sont des bases faibles et les
R
O
H 2N

acides α-aminés OH sont à la fois acides faibles et bases faibles
 g) cas des acides α-aminés
En solution aqueuse on observe une auto-prolongation de la molécule. Ce transfert est une
réaction acido-basique intramoléculaire. Elle donne naissance à un ion dipolaire appelé
Amphion ou zwitterion:

R R
O H O
+
H2N H N
H -
OH O Amphion

L’Amphion est un ampholyte car il est à la fois une base et un acide:



h) produit ionique de l’eau Ke
La réaction d’autoprotolyse de l’eau est : 2 H 2 O (l)  H 3 O  (aq)  OH  (aq)

Ke est appelé produit ionique de l’eau. Ke = [H3O+]eq .[OH-]eq= 10-14 pKe   log Ke


Cette relation permet de calculer la concentration [OH-]eq en connaissant la valeur du pH .

Ke ne dépend pas des espèces chimiques en solution aqueuse mais uniquement de la
température. La réaction d’autoprotolyse de l’eau est une réaction très limitée



III. domaine de prédominance
a) constante d’acidité Ka et pKa
Soit un couple acide base HA/A- dont la réaction avec l'eau est : AH + H2O = A- + H3O+
[ A  ] f .[ H 3O  ] f
Ka  pKa = - log Ka Ka= 10-pKa
[ AH ] f

Couple acide-base faible : 0 < pKa < 14.

La constante d'acidité ne dépend pas des conditions initiales mais uniquement de la
température.

Relation entre le pH et la constante d’acidité
[A  ]f . [H 3 O  ]f Ka . [AH]f
Ka   [H 3 O  ]f  
[AH]f [A  ]f
 [AH] 
log [H 3 O  ]f  log Ka  log   f 
 [A ]f 
  [A  ]f   [A  ]f 
 - log [H 3 O ]f  log Ka  log 

  pH  pKa  log  
 [AH]f   [AH]f 


b) échelle des pKa dans l’eau
Pour une même concentration en soluté apporte :
 un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement un proton et donc que le pKa est
petit
 une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton et donc que le
pKa est grand


c) zone de prédominance d’une espèce acido-basique

1er domaine : pH = pKa
 [B  ] 
log   0  [B-] = [AH] acide et base conjugués ont même concentration
 [AH] 
 

2ème domaine : pH < pKa  pH – pKa < 0
  [B  ]   [B  ]  [B  ]

pKa  log 
 
  pKa  0  log 
 0   10 0 =1
  [AH]  [AH]  [AH]
 [AH]  [B  ] Prédominance de la forme acide AH


3ème domaine : pH > pKa  pH – pKa > 0
  [B  ]   [B  ]  [B  ]
 pKa  log 
 [AH]   pKa  0  log 
 [AH]    0   10 0 =1
     [AH]
 [B  ]  [AH] Prédominance de la forme basique B-

Diagramme de prédominance :




d) exemple : cas de l’acide α-aminé
Ceux sont des composés dont un atome de carbone porte le groupe carboxyle –COOH et un
autre porte le groupe amine –NH2

Les acides α-aminés présentent plusieurs formes acido-basiques avec les couples :
-COOH/-COO- et -NH3+ / -NH2
Ils sont caractérises par 2 pKa : le plus petit pour le couple -COOH/-COO- et le plus grand
pour le couple -NH3+ / -NH2
IV. acides forts et bases fortes
a) définition d’un acide fort
Un acide est dit fort si sa réaction avec l’eau est quasi-totale. Ainsi le pH = -log c
Pour un acide fort on aura son pKa


b) définition d’une base forte
Une base est dite forte si sa réaction avec l’eau est quasi-totale, on a donc :
[OH-]f = c or Ke = [H3O+]eq .[OH-]eq donc [H3O+]eq =

Soit pH = - log [H3O+]eq = - log


Finalement : pH = pKe + log c

Pour une base forte on aura son pKa



V. réactions entre acides et bases forts
a) mélange d’un acide fort et d’une base forte dans l’eau
La réaction entre un acide et une base forte est:

H3O+ (aq) + HO-(aq)  2H2O (L)

C'est la réaction inverse de la réaction d'autoprotolyse de l'eau qui est très limitée. Par
conséquent cette réaction est quai totale on la note avec une flèche. Si on sait que l’acide est
fort on le remplace par H3O+


b) caractère exothermique
Cette réaction est exothermique, elle dégage de la chaleur. La réaction est d'autant plus
dangereuse que la concentration en réactif est élevée!
 c) Sécurité
Pour mélanger un acide fort et une base forte, il faut :
 Ne pas tenir à la main le récipient dans lequel le mélange est effectué, car il peut
devenir très chaud
 S’assurer que le matériau du récipient résiste aux variations brutales de température
 Effectuer un mélange lentement en agitant continuellement
 Verser l’acide dans l’eau et pas le contraire ( car reaction tres exothermique entre
l’acide et l’eau)



VI. contrôle de la valeur du pH
a) solution tampon
C’est une solution dont le pH varie peu par addition d’une petite quantité d’acide ou de
base, et par dilution modérée.
Elle est constituée d...