■ Un acide est une espèce chimique capable de céder de proton `H^+`. Une base est une espèce capable d'en capter. Les protons sont pris en charge dans l'eau, ce qui forme les ions oxonium `H_3O^+`(aq). Un acide et sa base conjuguée forment un couple acide-base.

■ Une espèce amphotère est une espèce qui peut tout à la fois se comporter, selon le contexte, comme un acide ou comme une base. L'espèce figure donc dans deux couples, dans l'un en tant qu'acide, dans l'autre en tant que base. C'est notamment le cas de l'eau, dans les couples `(H_3O^+ // H_2O)` et `(H_2O // HO^-)`.

■ Une transformation chimique est totale si à l'état final, l'avancement a atteint la valeur maximale envisageable, donc si `x_f=x_"max"`. Dans ce cas, le réactif limitant a été totalement consommé. Sinon, la transformation est limitée.

Réaction d'autoprotolyse de l'eau

Notre étude s'intéresse d'abord à l'eau, parce qu'elle est le solvant de toutes nos solutions et parce qu'elle est conjuguée aux ions oxonium qui permettent de mesurer le pH des solutions.
Puisque l'eau est une espèce amphotère, une molécule d'eau peut se comporter comme un acide en face d'une molécule d'eau qui se comporte comme une base. Il se produit donc un transfert d'ion `H^+` entre deux molécules d'eau. On parle de la réaction d'autoprotolyse de l'eau.
Demi-équation de déprotonation de l'eau :

Démi-équation de protonation de l'eau :
Équation de la réaction d'autoprotolyse :

Une fois l'état d'équilibre atteint, les concentrations en ions oxonium et en ions hydroxyde ne sont pas indépendantes, elle vérifie l'égalité suivante qui définit le produit ionique de l'eau :

À 25 °C, le produit ionique de l'eau vaut en toutes circonstances `K_e=1\times10^-14`.
Remarque : dans la suite de l'étude, pour simplifier la lecture, il arrivera que les notations (aq) et éq ne figurent plus. Il faudra les lire implicitement.

Comme cela a été fait dans la définition de pH, nous réemployons l'opérateur p pour définir le pKe :

Acides faibles et acides forts

Parmi tous les acides disponibles dans la nature, deux catégories sont identifiables : les acides faibles et les acides forts. Dans la suite de notre étude, pour désigner un acide quelconque, nous emploierons la notation `AH`, dont la base conjuguée sera notée `A^(-)`.

Un acide est faible si sa réaction avec l'eau est limitée. L'eau joue alors le rôle de base, il se forme son acide conjugué. Ainsi, l'équation de la réaction s'écrit :

Puisque la réaction est limitée, `x_f < x_"max"` et le taux d'avancement final `\tau_f < 1`.

La plupart des acides sont faibles, c'est notamment le cas des suivants :

• les acides carboxyliques comme l'acide éthanoïque, l'acide butanoïque, etc. ;
• l'acide carbonique (dioxyde de carbone dissous dans l'eau) `CO_2, H_2O` ;
• l'acide hypochloreux (dans l'eau de Javel), de formule `HCℓO` ;
• l'acide cyanhydrique (conjugué de l'ion cyanure), de formule `HCN` ;
• etc.

Inversement, un acide est fort si sa réaction avec l'eau est totale. Alors :

À la fin de la transformation, il ne reste plus du tout d'acide en présence, il a été totalement consommé. Le taux d'avancement final vaut 1. Puisque la stoechiométrie est de 1 pour 1, toute la quantité de matière en acide consommée est égale à la quantité de matière en ion oxonium formé.
Si la concentration en acide apporté est notée `c`, alors le pH à la fin de la transformation vérifie : `pH=-log(c/{c°})`

Parmi les acides forts figurent

• l'acide chlorhydrique, de formule `H_3O^+(aq), Cℓ^(-)(aq)` ;
• l'acide sulfurique, de formule `H_2SO_4` ;
• l'acide nitrique, de formule `HNO_3` ;
• etc.

Exemple d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration égale à 0,10 mol/L : `pH=-log(c)=-log({0,10}/1)=1`

Bases faibles et bases fortes

Nous noterons `B` la formule d'une base et `BH^+` celle de son acide conjugué.
Une base est faible si sa réaction avec l'eau est limitée. Ainsi,

Le taux d'avancement final de la transformation est inférieur à 1.

Parmi les bases fortes figurent

• les ion carboxylates, comme l'ion éthanoate, l'ion butanoate, etc.  ;
• les amines comme l'ammoniac de formule `NH_3`  ;
• etc.

Inversement, une base est forte si sa réaction avec l'eau est totale. Alors

À l'état d'équilibre final, le taux d'avancement vaut 1. Toute la base a été consommée, c'est donc la quantité d'ions hydroxyde qui a été formée. Si une base forte de concentration `c` occupe une solution de volume `V`, donc en termes de concentration, grâce au produit ionique de l'eau, nous connaissons la concentration en ions oxonium :
Le pH de la solution vaut donc donc

Parmi les bases fortes figure notamment la soude, solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, de formule `Na^+(aq), HO^(-)(aq)`.

Ex. de soude de concentration en soluté apporté égale à `2\times10^-4 mol//L` :

Si des espèces faibles sont dissoutes dans l'eau, elles ne vont pas réagir de façon totale avec l'eau. Ainsi, en plaçant un acide faible dans l'eau, la réaction conduit à un état d'équilibre où le système sera composé de la base conjuguée formée par la réaction, mais il restera aussi de l'acide. Dans cette partie, nous cherchons à déterminer en quelles proportions l'acide et la base sont présents à la fin dans la solution.

Constante d'acidité

Considérons la réaction entre un acide faible et l'eau :

On appelle constante d'acidité et on note `K_A` le quotient associé à cette réaction : L'expérience montre que, quelle que soit la quantité d'acide versé dans une quelconque quantité d'eau, les concentrations en acide et en base à l'équilibre vérifient toujours l'égalité ci-dessus : ce quotient, calculé à l'équilibre, possède toujours la même valeur. Cette valeur ne peut changer qu'avec la température du système. Chaque couple acide-base dispose donc d'une constante d'acidité, dont la valeur est tabulée et fournie selon la température.

Ex. du couple acide éthanoïque / ion éthanoate : `K_A=1,82\times10^(-5)` à 25 °C.
Remarque : la dépendance à la température est parfois explicitée en notant `K_A(T)`.

Plus un acide cède généreusement son proton, plus la valeur de `K_A` est grande. Cette constante mesure donc la "générosité" de l'acide.

Comme cela a été fait pour le pH et pour le produit ionique de l'eau, il est encore possible, à l'aide de l'opérateur p, de définir
Ainsi, avec le même exemple du couple acide éthanoïque / ion éthanoate, à 25 °C, En raison du signe -, nous renversons notre raisonnement : le pK_A d'un acide mesure son "avarice" à garder son proton. Plus le pK_A est grand, moins l'acide va se dissocier dans l'eau (il restera plein d'acide, on n'aura formé qu'un peu de base).

Tableau de valeurs de quelques pK_A à 25 °C :

Relation d'Henderson-Hasselbach

Pour savoir quelle espèce, parmi l'acide et la base conjuguée, est la plus abondante à l'état d'équilibre du système, il faut tenir compte d'un paramètre : le pH. En effet, la concentration en ions oxonium figure dans l'expression de la constante d'acidité. Mettons en évidence la dépendance au pH dans le calcul de la proportion d'acide et de base.
Rappel de l'expression de `K_A` :

Prenons l'opposé du logarithme membre à membre :
Comme le logarithme d'un produit est la somme des logarithmes,
En reconnaissant l'expression de pH :
ce qu'on réarrange habituellement en
Il s'agit de la relation d'Henderson-Hasselbach. La proportion que réprésente la concentration en base par rapport à la concentration en acide à l'équilibre figure dans l'argument du logarithme.
Sans surprise, plus le pH de la solution est grand, plus la base l'emporte en proportion. Inversement, plus le pH est petit, plus la proportion d'acide l'emporte. En revanche, si le pH du milieu est égal au pK_A du couple, alors les deux espèce cohabitent en proportions égales, donc chacune à raison de 50 % du mélange.

Prédominance de l'acide ou de la base ?

Deux outils nous permettent de nous représenter qui de l'acide ou de la base prédomine dans un mélange en fonction du pH de la solution.

1. le diagramme de prédominance ;
2. le diagramme de distribution.

Le diagramme de prédominance est un axe gradué en pH où figurent deux domaines, séparés par la frontière positionnée à l'abscisse du pK_A.

Le diagramme de distribution est plus quantitatif. Il donne la proportion en acide et en base en fonction du pH de la solution.

Remarque : il est possible de démontrer, à l'aide de la relation d'Henderson-Hasselbach, que pour un pH donné, la proportion que représente l'acide par rapport au total des deux espèces est

Les indicateurs colorés acido-basiques

Il s’agit de couples, souvent notés InH / In-, dans lesquels l’espèce acide et l’espèce basique apportent chacune une couleur différente à la solution. La couleur perçue à l’œil traduit si l’espèce acide prédomine, l’espèce basique ou bien un mélange des deux espèces en proportions voisines : c’est la teinte sensible de la zone de virage ; elle s’étend de part et d’autre du pK_A du couple.

Les acides `\alpha`-aminés

Il s’agit d’espèces chimiques dont la formule compte un groupement carboxyle (-COOH) et un groupement amine (-NH2) portés par le même carbone central. Ces espèces possèdent deux pK_A, l’un associé au groupement carboxyle (voisin de 4,8) et l’autre associé au groupement amine (voisin de 9,2). Ces espèces chimiques sont à la base de la composition des protéines dans le domaine du vivant.

La forme intermédiaire, compatible avec les valeurs de pH dans l'organisme, s'appelle amphion ou zwitterion.

Les solutions tampons

Il s’agit de solutions dont le pH varie peu dans l’ajout d’acide ou de base, ou bien à l’occasion d’une dilution modérée. Elles sont obtenues généralement au moyen d’un mélange équimolaire d’un acide faible et de sa base conjuguée. Le pH d’une telle solution est alors voisin du pK_A du couple à l’œuvre. Ces solutions sont employées pour garantir la stabilité de l’acidité d’un milieu, par exemple dans le domaine de la santé.
Le sang lui-même est un milieu tamponné par le gaz carbonique dissous dans l'organisme, en équilibre avec les ions hydrogénocarbonate, on parle du tampon bicarbonate.