Acides et bases selon Brönsted et Lowry
I Définitions
1) Espèces acido-basiques
* Acide : espèce chimique susceptible de libérer un proton
* Base : espèce chimique susceptible de capter un proton

AH + H2O acide A- + H3O+ base conjuguée

[ A  ].[ H 3O  ]
Ka 
[ AH ] constante d’acidité

Ex : acide acétique : CH3COOH + H2O

A- + H2O base AH + OHacide conjugué

Ex : ammoniac : NH3 + H2O

[ AH ].[OH  ]
Kb 
[ A ] constante de basicité

NH4+ + OH-

* Couple acide/base conjuguée : AH / AAH acide A+ H+ base conjuguée

CH3COO- + H3O+

lié par Ka perte d’un H+

* Amphotère ou ampholyte : espèce chimique, qui est l’acide d’un couple et la base d’un autre couple
Ex :
- H2PO4-  base du couple : H3PO4 / H2PO4 acide du couple : H2PO4- / HPO42- H2O 


base du couple : H3O+ / H2O acide du couple : H2O / OH-

* Espèce spectatrice : espèce chimique qui ne joue ni le rôle d’acide ni celui de base donc n’influe pas sur le pH

2) Constantes
* Produit ionique de l’eau Ke :
Auto-protolyse de l'eau :
H2O + H2O
H3O+ + OHKe = [H3O+].[OH-]

à 25°C, Ke = 10-14

Dans l’eau pure : [H3O+] = [OH-]
Et à 25°C,

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1

Rq : Sur les 56 moles d’H2O contenues dans 1 litre d’eau
(1000/18 = 56,56 mol.L-1), seules 10-7 moles sont ionisées.

* Constante d’acidité Ka :
Réaction de l'acide avec l'eau
AH + H2O

H3O+ + A-

[ A ].[ H3O ] [ Base].[ H3O ]
Ka 

[ AH ]
[ Acide]

pKa = - log Ka

 si Ka  alors pKa 

Plus un acide est fort :
- plus son Ka est grand et son pKa petit
- plus sa base conjuguée est faible

Ex : pKa (CH3COOH / CH3COO-) = 4,75 pKa (NH4+ / NH3) = 9,2
Pour les acides, CH3COOH est un acide plus fort que NH4+. Pour les bases conjuguées, NH3 est une base plus forte que CH3COO-.

* Constante de basicité Kb :
Réaction de la base avec l'eau
A- + H2O

AH + OH-

[ AH ].[OH  ] [ Acide].[OH  ]
Kb 


[A ]
[ Base]

pKb = - log Kb

 si Kb 