📘 La force des acides et des bases en solution aqueuse

La force d’un acide ou d’une base est caractérisée par son taux d’ionisation dans l’eau. La constante d’acidité Ka et le pKa permettent de comparer la force des couples acide-base et de construire des diagrammes de prédominance.

📐 I. Acides forts et bases fortes

Acide fort : réagit totalement avec l’eau (τ = 1). Ex. : HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄.
Pour un acide fort de concentration C : [H₃O⁺] = C → pH = −log(C).

Base forte : réagit totalement avec l’eau. Ex. : NaOH, KOH.
Pour une base forte de concentration C : [HO⁻] = C → pH = 14 + log(C).

Produit ionique de l’eau : Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] = 10⁻¹⁴ à 25 °C (pKe = 14).
pOH = −log([HO⁻]) ; pH + pOH = 14.

📐 II. Acides faibles et bases faibles — constante d’acidité Ka

Acide faible : réagit partiellement avec l’eau (τ < 1). Ex. : CH₃COOH, HF, H₂CO₃.
Constante d’acidité Ka du couple AH/A⁻ :
Ka = ([A⁻] × [H₃O⁺]) / [AH] = 10⁻ᵖᴷᵃ
pKa = −log(Ka).
Plus pKa est faible, plus l’acide est fort.

Base faible : sa base conjuguée est un acide faible. pH d’une solution de base faible de concentration C : pH ≈ 7 + (pKa + log C)/2 (approximation).

📐 III. Diagramme de prédominance

Pour le couple AH/A⁻ de pKa :
• pH < pKa : AH prédomine.
• pH = pKa : [AH] = [A⁻] (égale concentration).
• pH > pKa : A⁻ prédomine.

Application aux indicateurs colorés : à pH = pKi (pKa de l’indicateur), les deux formes coexistent → zone de virage.

📐 IV. Solutions tampons

Une solution tampon contient un acide faible AH et sa base conjuguée A⁻ en concentrations comparables. Son pH varie peu lors de l’ajout de petites quantités d’acide ou de base fort(e) ou lors d’une dilution modérée.
pH ≈ pKa + log([A⁻]/[AH]) (formule de Henderson-Hasselbalch).

💡 À retenir

• Acide fort : pH = −log(C) ; base forte : pH = 14 + log(C).
• Ka = [A⁻][H₃O⁺]/[AH] ; pKa = −log(Ka).
• pH < pKa → AH prédomine ; pH > pKa → A⁻ prédomine.
• Tampon : mélange AH/A⁻, pH ≈ pKa + log([A⁻]/[AH]).