Transformations et réactions acido-basiques

Dans toute solution aqueuse, le produit ionique de l’eau est défini par :

$$\rm K_e = [H_3O^+]_{eq}[HO^-]_{eq}$$

• $\rm K_e$ est indépendant de la nature des espèces dissoutes dans la solution 
• $\rm K_e$ ne dépend que de la température : à $\rm 25°C$, $\rm K_e = 1,0 \times 10^{-14}$

Pour des raisons de commodités, on utilise souvent le $\rm pK_e$ défini par : 

$$\rm pK_e = -\log(K_e)$$

La valeur $\rm K_e$ croît avec la température et celle de $\rm pK_e$, à l'inverse, diminue lorsque la température augmente. 

• Dans une solution neutre, on a $\rm [H_3O^+]_{eq} = [HO^-]_{eq}$ soit $\displaystyle \rm pH = \frac{1}{2}pK_e$
• Dans une solution acide, on a $\rm [H_3O^+]_{eq} > [HO^-]_{eq}$ soit $\rm\displaystyle pH < \frac{1}{2}pK_e$
• Dans une solution basique, on a $\rm [H_3O^+]_{eq} < [HO^-]_{eq}$ soit $\rm\displaystyle pH >  \frac{1}{2}pK_e$

Soit le couple acide/base suivant : $\rm AH(aq)/A^-(aq)$

La constante d'acidité $\rm K_A$ associée à ce couple est :

$$\rm \displaystyle K_A = \frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$$

$\rm K_A$ ne dépend que de la température.

On utilise souvent le $\rm pK_e$ défini par :

$$\rm pK_A = -\log (K_A)$$

$$\bf{\displaystyle pH = pK_A + \log \left(\frac{[B]_{eq}}{[A]_{eq}}\right)}$$

• $\rm [B]_{eq}$ La concentration de la base

• $\rm [A]_{eq}$ La concentration de l'acide
  

Doser une espèce chimique en solution, c’est déterminer sa concentration molaire apportée dans la solution. 

On effectue un titrage lorsqu’on fait réagir une espèce chimique, appelée réactif titré, avec une autre espèce chimique, appelée réactif titrant, introduite en quantité connue.

La réaction mise en jeu est dite réaction de titrage.