Couples acide/base – Classification

Le cours

1. Théorie acide-base de Brönsted-Lowry\n\nDéfinitions :\n- Un acide de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un proton $H^+$.\n- Une base de Brönsted est une espèce chimique capable de capter un proton $H^+$.\n\nCouple acide/base : Deux espèces qui se correspondent par échange d'un proton $H^+$ forment un couple acide/base noté $\\text{acide} / \\text{base}$.\n$$\\text{acide} \\rightleftharpoons \\text{base} + H^+$$\n\nExemples :\n- $CH_3COOH / CH_3COO^-$ (acide éthanoïque/ion éthanoate)\n- $NH_4^+ / NH_3$ (ion ammonium/ammoniac)\n- $H_3O^+ / H_2O$ et $H_2O / OH^-$ (couples de l'eau)\n\n## 2. Constante d'acidité Kₐ et pKₐ\n\nPour un couple acide/base $AH/A^-$ en solution aqueuse, la réaction avec l'eau s'écrit :\n$$AH + H_2O \\rightleftharpoons A^- + H_3O^+$$\n\nLa constante d'acidité $K_a$ de ce couple est la constante d'équilibre de cette réaction :\n$$K_a = \\frac{[A^-]_{eq} \\cdot [H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$$\n$K_a$ ne dépend que de la température. Plus $K_a$ est grande, plus l'acide $AH$ est fort.\n\nLe pKₐ est défini comme :\n$$pK_a = -\\log(K_a) \\quad \\text{ou} \\quad K_a = 10^{-pK_a}$$\nPlus le $pK_a$ est faible, plus l'acide est fort.\n\nDescription du schéma 1 : Relation entre Kₐ, pKₐ et force de l'acide\nReprésenter une règle horizontale graduée de 0 à 14 (échelle des pKₐ). Dessiner une flèche au-dessus pointant vers la droite avec la mention "Force de l'acide DÉCROÎT". Placer des repères et exemples le long de l'échelle : pKₐ < 0 (Acides forts : HCl, HNO₃...), pKₐ ≈ -1,7 (H₃O⁺/H₂O), pKₐ ≈ 3,1 (CH₃COOH/CH₃COO⁻), pKₐ ≈ 4,8 (acides carboxyliques faibles), pKₐ ≈ 9,2 (NH₄⁺/NH₃), pKₐ ≈ 14 (H₂O/OH⁻), pKₐ > 14 (Bases fortes : OH⁻...).\n\n## 3. Relation pH, pKₐ et concentrations : formule de Henderson-Hasselbalch\n\nEn prenant le logarithme de l'expression de $K_a$, on obtient une relation fondamentale :\n$$pH = pK_a + \\log\\left(\\frac{[base]}{[acide]}\\right)$$\nOù $[base]$ et $[acide]$ sont les concentrations à l'équilibre des deux formes du couple.\n\nCas particuliers :\n- Si $[base] = [acide]$, alors $\\log(1)=0$ et $pH = pK_a$. C'est le cas à la demi-équivalence d'un dosage acide faible-base forte.\n- Si $pH < pK_a$, alors $[acide] > [base]$ : la forme acide prédomine.\n- Si $pH > pK_a$, alors $[base] > [acide]$ : la forme base prédomine.\n\n## 4. Domaines de prédominance\n\nPour un couple donné de $pK_a$, on peut définir un diagramme de prédominance en fonction du pH.\n\nRègle : La forme acide prédomine pour $pH < pK_a - 1$. La forme basique prédomine pour $pH > pK_a + 1$. Dans l'intervalle $pK_a - 1 < pH < pK_a + 1$, les deux formes coexistent en proportions significatives (zone tampon).\n\nDescription du schéma 2 : Diagramme de prédominance pour le couple CH₃COOH/CH₃COO⁻ (pKₐ=4,8)\nDessiner un axe horizontal gradué en pH de 0 à 14. Tracer une ligne verticale en $pH = pK_a = 4,8$. Colorier en rouge la zone $pH < 3,8$ avec la mention "CH₃COOH prédomine". Colorier en bleu la zone $pH > 5,8$ avec la mention "CH₃COO⁻ prédomine". Laisser la zone centrale ($3,8 < pH < 5,8$) en blanc ou jaune pâle avec la mention "Zone tampon - Les deux formes coexistent". Indiquer par des flèches les sens de variation des proportions.\n\n## 5. Indicateurs colorés\n\nUn indicateur coloré est un couple acide-base faible dont les formes acide et base ont des couleurs différentes.\n\nZone de virage : Intervalle de pH (généralement $pK_a \\pm 1$) où l'on observe le changement de couleur. En dehors, une seule couleur est visible.\n\nExemples :\n- Hélianthine : Rouge pour $pH < 3,1$, Jaune pour $pH > 4,4$.\n- Bleu de bromothymol (BBT) : Jaune pour $pH < 6,0$, Bleu pour $pH > 7,6$.\n- Phénolphtaléine : Incolore pour $pH < 8,2$, Rose pour $pH > 10,0$.\n\nLe choix d'un indicateur pour un dosage dépend du pH à l'équivalence.\n\n## 6. Classification des couples acide/base\n\nOn classe les acides selon la valeur de leur $pK_a$ (en solution aqueuse, à 25°C) :\n- Acides forts : $pK_a < 0$ (ex. : $HCl$, $HNO_3$). Ils sont totalement dissociés, $K_a$ n'est pas définie précisément dans l'eau.\n- Acides faibles : $0 < pK_a < 14$ (ex. : $CH_3COOH$ $pK_a \\approx 4,8$).\n- Acides ultra-faibles : $pK_a > 14$ (ex. : $C_2H_5OH$).\n- Bases fortes : Leur acide conjugué a un $pK_a > 14$ (ex. : $OH^-$, base forte, son acide conjugué $H_2O$ a $pK_a \\approx 14$).\n\nRelation $K_a \\times K_b = K_e$ : Pour un couple $AH/A^-$, si $AH$ est l'acide de constante $K_a$, alors $A^-$ est une base de constante $K_b$ avec : $K_a \\times K_b = 10^{-14}$ à 25°C. Donc $pK_a + pK_b = 14$.\n\n## 7. Application au contrôle de la fermentation du cacao\n\nPendant la fermentation, des bactéries produisent de l'acide acétique ($CH_3COOH$, $pK_a=4,8$).\n- Si le pH du milieu descend en dessous de 3,8, l'acide non dissocié $CH_3COOH$ prédomine. Cette forme est plus toxique pour les micro-organismes et peut tuer la flore désirable, stoppant la fermentation.\n- Un bon contrôle consiste à maintenir le pH dans une plage où les deux formes coexistent (zone tampon, autour de pH 4-5), permettant une régulation naturelle.