Couples acide-base, Ka et pKa

Le jus de citron, le vinaigre, l'eau gazeuse, la soude d'un savon artisanal, l'eau de chaux : tout cela relève de la chimie des acides et des bases. C'est aussi la chimie qui décide si une eau attaque les tuyaux ou si le chlore désinfecte bien. Dans cette leçon, tu vas poser les définitions de base : ce qu'est un acide et une base, le rôle particulier de l'eau, la définition du pH, et la manière de lire une table de constantes d'acidité. Ces notions serviront dans tout le reste du parcours, jusqu'aux diagrammes potentiel-pH du dernier module.

On utilise ici la définition de Brønsted. Un acide est une espèce capable de céder un proton, c'est-à-dire un ion hydrogène. Une base est une espèce capable d'en capter un. Quand un acide perd son proton, il devient sa base conjuguée : les deux forment un couple. L'acide acétique et l'ion acétate forment un couple. L'ion ammonium et l'ammoniac aussi. Attention, le proton ne se promène jamais seul dans l'eau : il passe toujours d'un acide à une base. Une réaction acide-base est donc un échange de proton entre deux couples, comme un ballon qui passe d'un joueur à l'autre.

L'eau joue les deux rôles. Elle est la base du couple oxonium sur eau, et l'acide du couple eau sur hydroxyde. Deux molécules d'eau peuvent donc échanger un proton entre elles : c'est l'autoprotolyse. Sa constante, le produit ionique de l'eau, vaut 1,0 fois dix puissance moins quatorze à 25 degrés. Dans l'eau pure, les ions oxonium et hydroxyde sont en quantités égales, chacun à dix puissance moins sept : le pH vaut 7. Mais ce produit ionique augmente avec la température. Dans une eau chaude, le pH neutre est donc un peu inférieur à 7. Neutre ne veut pas toujours dire pH 7.

Le pH est défini rigoureusement à partir de l'activité des ions hydrogène. En solution diluée, on le calcule avec la concentration : le pH vaut moins le logarithme de la concentration en ions oxonium, exprimée en moles par litre. Comme c'est un logarithme, une unité de pH correspond à un facteur dix. Une eau à pH 5 contient dix fois plus d'ions oxonium qu'une eau à pH 6, et cent fois plus qu'une eau à pH 7. Une petite variation de pH dans une rivière, au Cameroun ou au Québec, peut donc avoir de grandes conséquences pour les poissons.

Chaque couple a sa constante d'acidité, Ka, celle de la réaction de l'acide avec l'eau. Comme ces constantes couvrent une quinzaine de puissances de dix, on travaille avec le pKa, moins log Ka : un pKa petit signale un acide qui cède volontiers son proton. Plutôt que d'apprendre une liste, range les couples selon l'endroit où tu les croiseras. Dans l'eau de boisson : le dioxyde de carbone dissous, de pKa 6,35, l'hydrogénocarbonate, 10,33, et l'acide hypochloreux du chlore, voisin de 7,5. Au laboratoire et en cuisine : l'acide acétique, 4,76, et l'ion ammonium, 9,24. Dans certaines eaux de mine ou eaux riches en fluorure : l'ion hydrogénosulfate, 1,99, et l'acide fluorhydrique, 3,17. Ces valeurs à 25 degrés viennent des bases de données thermodynamiques citées en fin de parcours.

Un acide fort, comme l'acide chlorhydrique ou l'acide nitrique, réagit totalement avec l'eau : il n'en reste pratiquement plus une molécule, tout est transformé en ions oxonium. Dans l'eau, l'acide le plus fort qui puisse exister est donc l'ion oxonium lui-même. De même, la base la plus forte est l'ion hydroxyde, apporté par la soude ou la potasse. Un acide faible, comme l'acide acétique, ne réagit que partiellement : il coexiste avec sa base conjuguée. On le reconnaît à un pKa compris à peu près entre 0 et 14. Fort ou faible ne veut pas dire concentré ou dilué : ce sont deux idées différentes.

Un polyacide libère ses protons un à un, et chaque étape a son pKa, de plus en plus grand : arracher un proton à une espèce déjà chargée négativement devient de plus en plus difficile. L'acide phosphorique, qu'on trouve dans les engrais et dans certains sodas, a trois pKa : 2,15, 7,20 et 12,38. Le dioxyde de carbone dissous, qu'on écrit souvent acide carbonique, en a deux : 6,35 et 10,33. Les espèces intermédiaires, comme le dihydrogénophosphate ou l'hydrogénocarbonate, peuvent gagner ou perdre un proton : ce sont des ampholytes. L'hydrogénocarbonate mérite toute ton attention, car c'est souvent l'anion le plus abondant d'une eau de forage, à Kayes comme à Namur.

Retiens les définitions : l'acide cède un proton, la base le capte, et les deux forment un couple. L'eau est à la fois acide et base, et son produit ionique vaut dix puissance moins quatorze à 25 degrés. Le pH se calcule avec moins log de la concentration en ions oxonium, et chaque unité représente un facteur dix. Enfin, un pKa petit signale un acide fort, et un acide peut être fort et dilué, ou faible et concentré. Dans la prochaine leçon, tu vas utiliser la méthode de la réaction prépondérante pour calculer le pH d'un acide ou d'une base, seul dans l'eau.