Équilibres

Lorsqu'un acide de Brønsted perd un $\text{H}^+$, ce qu'il reste est sa base conjuguée 共轭碱. Lorsqu'une base gagne un $\text{H}^+$, elle devient son acide conjugué 共轭酸. Les deux espèces qui ne diffèrent que par un seul $\text{H}^+$ forment une paire acide-base conjuguée 共轭酸碱对.

Par exemple, dans $\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+$, la paire est $\text{CH}_3\text{COOH}$ (acide) et $\text{CH}_3\text{COO}^-$ (sa base conjuguée).

• Le pH mesure l'acidité : $\text{pH} = -\log[\text{H}^+]$, donc $[\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$.
• La constante de dissociation acide 酸解离常数 d'un acide faible $\text{HA}$ est $K_a = \dfrac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$, et $\text{p}K_a = -\log K_a$. Une valeur plus grande de $K_a$ (plus petite de $\text{p}K_a$) indique un acide plus fort.
• Le produit ionique de l'eau 水的离子积 est $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ à $298\ \text{K}$.

Calcul du pH

• acide fort 强酸 : totalement ionisé, donc $[\text{H}^+]$ est égal à la concentration de l'acide ; ensuite calculer $-\log$.
• base forte 强碱 : trouver $[\text{OH}^-]$ à partir de la concentration, puis utiliser $[\text{H}^+] = K_w / [\text{OH}^-]$.
• acide faible 弱酸 : partiellement ionisé, donc utiliser $[\text{H}^+] = \sqrt{K_a \times [\text{HA}]}$.

Exemple résolu. Trouver le pH de $0.050\ \text{mol dm}^{-3}$ d'acide chlorhydrique (un acide fort).

Il est totalement ionisé, donc $[\text{H}^+] = 0.050\ \text{mol dm}^{-3}$, donnant $\text{pH} = -\log(0.050) = 1.30$.

Exemple résolu. Trouver le pH de $0.10\ \text{mol dm}^{-3}$ d'hydroxyde de sodium (une base forte). ($K_w = 1.0 \times 10^{-14}$.)

$[\text{OH}^-] = 0.10$, donc $[\text{H}^+] = K_w/[\text{OH}^-] = (1.0 \times 10^{-14})/0.10 = 1.0 \times 10^{-13}$, donnant $\text{pH} = 13.0$.

Exemple résolu. Trouver le pH de $0.10\ \text{mol dm}^{-3}$ d'acide éthanoïque (un acide faible). ($K_a = 1.8 \times 10^{-5}$.)

Une solution tampon 缓冲溶液 résiste aux changements de pH lorsqu'une petite quantité d'acide ou de base est ajoutée. On la prépare à partir d'un acide faible et de sa base conjuguée (par exemple, l'acide éthanoïque et l'éthanoate de sodium).

Elle fonctionne parce que le mélange contient une réserve des deux partenaires :

• $\text{H}^+$ ajouté est neutralisé par la base conjuguée : $\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+ \rightarrow \text{CH}_3\text{COOH}$.
• $\text{OH}^-$ ajouté est neutralisé par l'acide faible : $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O}$.

Pour trouver le pH, substituer les concentrations de l'acide et de son sel dans l'expression de $K_a$. Les tampons sont importants dans les êtres vivants — par exemple, $\text{HCO}_3^-$ maintient le pH sanguin proche de $7.4$.

Pour un sel peu soluble, le produit de solubilité 溶度积 ($K_{\text{sp}}$) est le produit des concentrations ioniques dans une solution saturée, chacune élevée à la puissance correspondant à son nombre dans la formule chimique :

On peut trouver $K_{\text{sp}}$ à partir de la solubilité, ou la solubilité à partir de $K_{\text{sp}}$.

Effet d'ion commun

L'effet d'ion commun 同离子效应 est la façon dont un sel devient moins soluble dans une solution contenant déjà l'un de ses ions. L'ion supplémentaire repousse l'équilibre de dissolution vers la gauche (Le Chatelier), donc moins de sel se dissout. On peut calculer la nouvelle solubilité en utilisant $K_{\text{sp}}$ et la concentration de l'ion commun.

Lorsqu'un soluté est agité avec deux solvants non miscibles, il se répartit entre eux. Le coefficient de partage 分配系数 ($K_{\text{pc}}$) est le rapport de ses concentrations dans les deux couches (à température constante) :

Cela fonctionne lorsque le soluté 溶质 est dans le même état physique dans les deux solvants. La valeur dépend de la polarité 极性 du soluté et de chaque solvant 溶剂 : un soluté non polaire se dissout mieux dans le solvant non polaire, tandis qu'un soluté polaire préfère le solvant polaire.

• $\text{pH} = -\log[\text{H}^+]$ ; pour un acide fort $[\text{H}^+]$ = concentration, pour un acide faible utiliser $[\text{H}^+] = \sqrt{K_a[\text{HA}]}$.
• Pour une base, obtenir $[\text{H}^+]$ à partir de $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14}$.
• Pour un tampon, utiliser $[\text{H}^+] = K_a \times [\text{acid}]/[\text{salt}]$ et expliquer comment il retire l'$\text{H}^+$/$\text{OH}^-$ ajouté.
• Écrire l'expression de $K_{sp}$ avec les bons exposants ; le nombre de décimales dans un pH correspond aux chiffres significatifs de $[\text{H}^+]$.