Théorie de Brønsted-Lowry
Selon Brønsted et Lowry (1923), un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺, et une base est une espèce capable de capter un proton H⁺.
Acide (AH)
Cède un proton H⁺
AH → A⁻ + H⁺
Ex : HCl, CH₃COOH, H₂SO₄
Base (B)
Capte un proton H⁺
B + H⁺ → BH⁺
Ex : NaOH, NH₃, CH₃COO⁻
💡 Couple acide/base
Un couple acide/base s'écrit AH/A⁻. Exemples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ (acide acétique/ion acétate), NH₄⁺/NH₃ (ion ammonium/ammoniac).
pH, Ka et pKa
Le pH mesure l'acidité d'une solution. Il est défini par : pH = −log[H₃O⁺]
Ka — Constante d'acidité
Mesure la force d'un acide dans l'eau.
Ka = [A⁻][H₃O⁺] / [AH]
Plus Ka est grand, plus l'acide est fort.
pKa
Échelle logarithmique de Ka.
pKa = −log(Ka)
Plus pKa est petit, plus l'acide est fort.
Titrages acido-basiques
Un titrage consiste à déterminer la concentration d'un acide (ou d'une base) en le faisant réagir avec une base (ou un acide) de concentration connue, appelée solution titrante.
Point d'équivalence
À l'équivalence, les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques :
C_acide × V_acide = C_base × V_base
Indicateurs colorés
| Indicateur | Zone de virage | Couleur acide | Couleur basique |
|---|---|---|---|
| Hélianthine | 3,1 – 4,4 | Rouge | Jaune |
| BBT | 6,0 – 7,6 | Jaune | Bleu |
| Phénolphtaléine | 8,2 – 10,0 | Incolore | Rose |
📝 Exercices
Exercice 1 : Calcul de pH
Calculez le pH d'une solution d'acide chlorhydrique HCl de concentration C = 0,01 mol/L.
Exercice 2 : Titrage
On titre 20 mL d'acide acétique par de la soude à 0,1 mol/L. L'équivalence est obtenue pour Véq = 15 mL. Déterminez la concentration de l'acide.
