L'essentiel
- La constante d'acidité Ka d'un couple AH/A⁻ caractérise l'équilibre AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ ; elle ne dépend que de la température.
- Le pKa vaut −log Ka : un acide est d'autant plus fort que son Ka est grand, donc que son pKa est petit, et sa base conjuguée d'autant plus faible.
- À concentration égale, l'acide le plus fort donne le pH le plus faible et le taux d'avancement final le plus élevé.
- Les acides de pKa négatif et les bases de pKa supérieur à 14 réagissent totalement avec l'eau : ce sont les acides et bases forts.
- Dans toute solution contenant le couple AH/A⁻, pH = pKa + log([A⁻]/[AH]).
- L'acide AH prédomine si pH < pKa, la base A⁻ prédomine si pH > pKa, et les deux sont en concentrations égales si pH = pKa.
- Une espèce est majoritaire (au moins 10 fois plus concentrée que l'autre) à plus d'une unité de pH du pKa.
- Sur un diagramme de distribution, les courbes des deux formes se croisent à 50 % pour pH = pKa.
- Un indicateur coloré est un couple HInd/Ind⁻ dont les deux formes ont des couleurs différentes ; sa zone de virage s'étend environ de pKa − 1 à pKa + 1.
- Un acide α-aminé H₂N−CHR−COOH possède deux couples : −COOH/−COO⁻ (pKa voisin de 2) et −NH₃⁺/−NH₂ (pKa voisin de 9 à 10).
- Entre ses deux pKa, un acide aminé existe sous forme d'amphion H₃N⁺−CHR−COO⁻, globalement neutre et ampholyte ; c'est sa forme au pH physiologique.
- Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguée en concentrations voisines ; son pH, proche du pKa, varie peu par ajout modéré d'acide, de base ou par dilution.
- Le pouvoir tampon est maximal pour pH = pKa et efficace environ entre pKa − 1 et pKa + 1.
- Le plasma est tamponné principalement par le couple CO₂,H₂O/HCO₃⁻ (pKa = 6,1 à 37 °C), avec [HCO₃⁻]/[CO₂] ≈ 20 à pH 7,4.
- La réaction entre A₁H et A₂⁻ a pour constante K = 10pKa₂ − pKa₁ ; elle est quasi totale si K > 10⁴.
Formules et définitions à connaître
| Grandeur | Formule | Unité | Condition de validité |
|---|---|---|---|
| Constante d'acidité | Ka = [A⁻] × [H₃O⁺] / ([AH] × c°) | sans unité | à l'équilibre, température fixée |
| pKa | pKa = −log Ka ; Ka = 10⁻ᵖᴷᵃ | sans unité | |
| Relation pH et pKa | pH = pKa + log([A⁻]/[AH]) | sans unité | solution à l'équilibre contenant le couple |
| Pourcentage d'acide | %AH = 100 / (1 + 10pH − pKa) | % | |
| pH d'un acide faible seul | pH ≈ ½ (pKa − log c) | sans unité | acide peu dissocié |
| Constante d'une réaction acide-base | K = Ka₁ / Ka₂ = 10pKa₂ − pKa₁ | sans unité | A₁H réagit avec A₂⁻ |
Indicateurs : hélianthine rouge / jaune (3,1 à 4,4) ; BBT jaune / bleu (6,0 à 7,6) ; phénolphtaléine incolore / rose (8,2 à 10,0).
Pièges à éviter
- Croire qu'un pKa plus grand signifie un acide plus fort : c'est l'inverse.
- Écrire la relation à l'envers : la base est au numérateur, pH = pKa + log([A⁻]/[AH]).
- Comparer la force de deux acides par leur pH sans vérifier qu'ils ont la même concentration.
- Dire que l'espèce minoritaire est absente : elle est seulement en plus faible concentration.
- Penser qu'une dilution modérée change le pH d'un tampon : le rapport [A⁻]/[AH] reste le même.
- Oublier qu'un acide aminé porte une charge qui dépend du pH.
Je me teste
1. pKa si Ka = 1,0 × 10⁻⁵ ? → 5,0.
2. Entre deux acides de pKa 3,8 et 4,8, lequel est le plus fort ? → Celui de pKa 3,8.
3. Espèce prédominante à pH 9 pour un couple de pKa 4,8 ? → La base A⁻.
4. Valeur du pH quand [A⁻] = [AH] ? → pH = pKa.
5. Rapport [A⁻]/[AH] à pH = pKa + 1 ? → 10.
6. Zone de virage approximative d'un indicateur ? → De pKa − 1 à pKa + 1.
7. Forme de la glycine à pH 7 ? → L'amphion H₃N⁺−CH₂−COO⁻.
8. Composition d'une solution tampon ? → Un acide faible et sa base conjuguée en concentrations voisines.
9. Couple tampon principal du plasma ? → CO₂,H₂O/HCO₃⁻.
10. Constante de la réaction entre l'acide éthanoïque (4,8) et l'ammoniac (9,2) ? → K = 104,4 ≈ 2,5 × 10⁴, réaction quasi totale.