Les fondamentaux des acides et bases en solution aqueuse

📋 Plan du Cours

1. Autoprotolyse de l'eau
2. Constante d'équilibre de l'eau
3. Acides faibles
4. Bases faibles
5. Calcul du pH
6. Diagramme de prédominance
7. Solution tampon
8. Titrage acido-basique
9. Indicateurs colorés
10. Applications en chimie

📖 1. Autoprotolyse de l'eau

🔑 Notions clés & Définitions

• Autoprotolyse de l’eau : réaction chimique par laquelle deux molécules d’eau réagissent pour former un ion hydronium (H₃O⁺) et un ion hydroxyde (HO⁻), permettant à l’eau d’être à la fois acide et base selon la théorie amphotère.
• L’eau est amphotère : propriété de l’eau à pouvoir se comporter à la fois comme acide et comme base dans une réaction d’autoprotolyse, selon Lavoisier (1778).
• Équation de la réaction d’autoprotolyse : H₂O (l) + H₂O (l) ⇄ H₃O⁺ + HO⁻, illustrant la réaction d’équilibre entre l’eau et ses ions.
• Produit ionique de l’eau (Ke) : constante d’équilibre de l’autoprotolyse, notée Ke = [H₃O⁺][HO⁻], avec Ke = 10^(-14) à 25°C, ce qui explique l’existence d’un pH pour l’eau pure.
• Lien avec le pH : la mesure du pH permet de déterminer la concentration en ions H₃O⁺ ou HO⁻ dans l’eau pure, en utilisant la relation pH = -log[H₃O⁺], liée à la constante Ke (voir section 3, référence à la théorie de l’équilibre).

📝 Points essentiels