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== Fonction acide, fonction base ==

Deux ions jouent un rôle fondamental en chimie, les ions <math>H_3O^+ \,</math> (ion hydronium composé d'un proton et d'une molécule d'eau) et <math>OH^- \,</math> (ion hydroxyle), qui caractérisent respectivement la '''fonction acide''' et la '''fonction base'''. Un acide est un corps de la forme <math>AH \,</math>, capable de se dissocier au moins partiellement dans l'eau en donnant des ions <math>A^- \,</math> et <math>H_3O^+ \,</math>. Une base est un corps de la forme <math>BOH \,</math> donnant des ions <math>B^+ \,</math> et <math>OH^- \,</math>.


== Constantes de dissociation ==

Les '''acides forts''' et les '''bases fortes''' sont à peu près totalement ionisés en solution mais il n'en est pas de même pour les '''acides faibles''' et les '''bases faibles''' dont la force varie beaucoup et s'exprime par la valeur de leur '''constante de dissociation'''.


L'action d'un acide fort sur une base forte donne un '''sel''' et de l''''eau''' :

<math>A^- + H_3O^+ + B^+ + OH^- \to A^- + B^+ + 2 H_2O + Q\,calories</math>

ou plus simplement, en supprimant les ions qui ne sont pas affectés :

{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0" align="center"
|-
|<math>H_3O^+ + OH^- \to 2 H_2O + Q\,</math>
|-
|}


== Neutralisation mutuelle des acides et des bases ==

La '''neutralisation''' d'un acide fort par une base forte donne un dégagement de chaleur pratiquement constant qui correspond à la chaleur de formation de l'eau à partir de ses ions :

<math>HCl + NaOH \to 13,740 \,kcal</math>

<math>HCl + KOH \to 13,750 \,kcal</math>

<math>HI + NaOH \to 13,750 \,kcal</math>


L'eau elle-même est un peu dissociée, on trouve à 20 °C : <math>\frac{\left[ H_3O^+ \right] \cdot \left[ OH^- \right]}{\left[ HOH \right]} = 1,8 \cdot 10^{-16}</math>

Comme l'on compte environ 55,5 moles d'eau par litre de ce corps ou d'une solution aqueuse diluée, on écrit plus simplement :

<math>\left[ H_3O^+ \right] \cdot \left[ OH^- \right] = 1,8 \cdot 10^{-16} \cdot 55,5 \approx 10^{-14}</math>


== Notion de potentiel hydrogène ==

Le caractère acide ou basique d'une solution est caractérisé par la concentration de cette solution en ions <math>H_3O^+\,</math> et <math>OH^- \,</math> mais comme il existe une relation entre ces deux concentrations, on peut en pratique utiliser la seule concentration <math>\left[H_3O^+ \right] </math>, quitte à en déduire le cas échéant <math>\left[OH^- \right]</math>. 


L'acidité se chiffre commodément à l'aide de la notation '''pH''', due à Sorensen :


{| border="2" cellpadding=10" cellspacing="0" align="center"
|-
|<math>pH = log{\frac{1}{\left[H_3O^+ \right]}}</math>
|-
|}


Pour l'eau pure, les deux concentrations en ions <math>H_3O^+\,</math> et <math>OH^- \,</math> sont égales à 10<sup>-7</sup> et par conséquent l'on a '''pH = 7''', valeur caractéristique des milieux neutres. Les valeurs inférieures à 7 sont celles des milieux acides, les valeurs supérieures à 7 celles des milieux basiques. Une '''solution normale''' d'acide chlorhydrique (une mole par litre) donne <math>\left[H_3O^+ \right] = 1</math>, soit pH=0. Une solution normale d'hydroxyde de sodium est telle que <math>\left[OH^- \right] = 1</math>, donc <math>\left[H_3O^+ \right] = 10^{-14}</math> et pH=14.

Les acides et bases faibles donnent des valeurs du pH plus proches de 7, à concentration égale. Pour l'acide éthanoïque, on trouve par exemple, à 20 °C :

<math>\frac{\left[ CH_3COO^- \right] \cdot \left[H_3O^+ \right]}{\left[CH_3COOH\right]} = K_{CH_3COOH} = 1,81 \cdot 10^{-5} \quad</math>

Si l'on part d'une solution normale d'acide pur, on obtient alors :

<math>\left[H_3O^+ \right] = 4,25 \cdot 10^{-3}</math>

et <math>pH = 2,37 \,</math>



== Voir aussi ==
* [[Chimie générale/Acides et bases|le Wikilivre de chimie générale]]

== Images en réserve ==
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Autoionizacion-agua.gif
</gallery>


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