Nous entamons un nouveau chapitre concernant les acides et les bases. Nous allons y voir ce qu’est un acide ou une base selon la définition de Brönsted, ainsi que de Lewis. Nous verrons également comment déterminer la force ou la faiblesse d’un acide ou d’une base, la constante d’acidité, les équilibres entre acide et base et enfin les dosages de ces derniers.
Un acide de Brönsted est une espèce qui va chercher à perdre son proton (la partie échangée lors d’une réaction d’acide base), tandis qu’une base de Brönsted cherche à capter ce proton. Le couple acide/ base se présente toujours avec l’acide (AH) à gauche et la base (A-) à droite.
Une notion revenant souvent au concours est celle de polyacide et de polybase : ce sont des espèces pouvant respectivement donner ou capter plusieurs protons.
Un ampholyte est une espèce qui peut à la fois jouer le rôle d’acide et de base.
Nous allons introduire la notion de constante d’acidité Ka dépendante de la température de la réaction. Pour cela nous regardons la réaction d’un acide dans l’eau. Nous y trouvons un équilibre qu’on dit acido-basique : l’acide réagit avec l’eau qui y joue le rôle de base et de solvant, or on peut attribuer une constante K à tout équilibre. On remarque que si cette constante est élevée, alors la réaction est en faveur des produits avec l’acide qui se dissocie davantage. Or un acide est d’autant plus fort, qu’il cède facilement son proton.
Nous introduisons également la notion de pKa.
L’eau en tant que solvant peur réagir avec elle-même : c’est l’autoprotolyse de l’eau de constante d’équilibre Ke dépendante de la température. L’eau est également une espèce ampholyte.
Il est possible de classer les acides et bases d’après l’échelle de pKa. Dans cette échelle il existe deux couples fondamentaux : H3O+/H20 et H20/HO-. Il faut savoir que le pKa est la signature de la force d’un couple et connaître ceux des deux couples cités ci-dessus. Le pKa est d’autant plus élevé que la base est forte et d’autant plus faible que l’acide est fort. Au concours, il faudra donc savoir comparer les acides ou les bases entre eux en fonction de leur force.
Par ailleurs nous faisons la différence entre un acide (ou une base) faible et fort.
Un acide réagira spontanément avec une base à condition que le pKa de l’acide soit plus petit que le pKa de la base. On parle dans les facs de médecine de la règle du « gamma ».
Nous parlons ensuite de l’existence d’une relation directe entre le pH de la solution et le pKa du couple acido-basique. On la retrouve sur une échelle de pH : lorsque le pKa est exactement égal au pH, on a autant d’acide que de base. Nous introduisons également deux valeurs qui reviennent souvent : pKa +/- 1.
Un cas d’étude très courant en médecine est le suivant : une fois que nous avons déterminer si l’espèce est un acide ou une base fort ou faible en fonction du pKa, on va vous demander de calculer le pH de la solution. Ce dernier peut être celui d’un acide, faible ou fort, d’une base, faible ou forte, d’un ampholyte ou encore d’un mélange du couple acide/base.
Le pH est compris entre 0 et 14 avec 7 la neutralité. Il est égal à -log de la concentration en H3O+.
Un acide fort est une espèce qui réagit avec de l’eau de manière totale. Il se dissocie donc totalement dans l’eau. Nous démontrons ensuite la formule de son pH qu’il faudra bien retenir pour le concours.
Un acide faible ne réagit pas totalement dans l’eau : il y a une réaction équilibrée. Il est donc partiellement dissocié dans l’eau. Nous trouvons ensuite par une démonstration de la formule de son pH qu’il faudra bien retenir pour le concours.