Chapitre 6 CM6 06 novembre_6402221c2b7d058ae4b6570177879c02.pdf

# Concepts fondamentaux des réactions acido-basiques Ce sujet explore les définitions essentielles, les relations mathématiques clés, et les outils graphiques pour comprendre le comportement des espèces acides et basiques dans des solutions aqueuses. ### 1.1 Calcul des constantes d'équilibre ($K^\circ(T)$) pour les réactions acido-basiques La réaction entre un acide $A_1H$ d'un couple $A_1H/A_1^-$ et une base $A_2^-$ d'un autre couple $A_2H/A_2^-$ peut être représentée comme suit : $A_1H + A_2^- \rightleftharpoons A_1^- + A_2H$ [6](#page=6). L'expression de la constante d'équilibre $K^\circ(T)$ à l'équilibre est donnée par : $K^\circ(T) = \frac{[A_1^-]_{éq}[A_2H]_{éq}}{[A_1H]_{éq}[A_2^-]_{éq}}$ [6](#page=6). Pour que la réaction évolue spontanément dans le sens direct dans les conditions standard ($Q_r = 1$), il faut que $Q_r < K^\circ(T)$, ce qui implique $1 < K^\circ(T)$. Cela est équivalent à avoir $pK_A(A_1H/A_1^-) < pK_A(A_2H/A_2^-)$ [7](#page=7). Si l'écart entre les $pK_A$ est supérieur à 3 ($\Delta pK_A > 3$), la réaction est considérée comme quasi-totale [8](#page=8). ### 1.2 Diagrammes de prédominance Les diagrammes de prédominance permettent de visualiser quelle espèce (l'acide $AH$ ou sa base conjuguée $A^-$) est majoritaire en fonction du pH de la solution [10](#page=10). La relation de Henderson-Hasselbalch lie le pH, le $pK_A$ et le rapport des concentrations de la base conjuguée et de l'acide : $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right)$ [10](#page=10) [11](#page=11). Les conséquences de cette formule sont les suivantes : * Si $[AH]_{éq} > [A^-]_{éq}$, alors $\log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right) < 0$, ce qui implique $pH < pK_A$ [11](#page=11). * Si $[AH]_{éq} < [A^-]_{éq}$, alors $\log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right) > 0$, ce qui implique $pH > pK_A$ [11](#page=11). * Si $[AH]_{éq} = [A^-]_{éq}$, alors $\log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right) = 0$, ce qui implique $pH = pK_A$ [11](#page=11). **Notion d'espèces majoritaires/minoritaires et prédominantes :** * Une espèce $AH$ est majoritaire si $[AH]_{éq} > 10 \times [A^-]_{éq}$, ce qui correspond à $pH < pK_A - 1$ [12](#page=12). * Une espèce $A^-$ est majoritaire si $[A^-]_{éq} > 10 \times [AH]_{éq}$, ce qui correspond à $pH > pK_A + 1$ [12](#page=12). Il est crucial de ne pas confondre l'espèce majoritaire (plus de 50% du total) et l'espèce prédominante (qui a la plus grande concentration). Pour les espèces majoritaires, l'une dépasse l'autre d'un facteur supérieur à 10 [12](#page=12). > **Tip:** Un diagramme de prédominance est centré sur le $pK_A$. L'acide $AH$ prédomine en milieu acide ($pH < pK_A$), et la base conjuguée $A^-$ prédomine en milieu basique ($pH > pK_A$). ### 1.3 Polyacides et polybases Un **polyacide** est une espèce capable de céder plusieurs protons $H^+$ (ex: $H_3PO_4$, un triacide) [14](#page=14). Une **polybase** est une espèce capable de capter plusieurs protons $H^+$ (ex: $CO_3^{2-}$, une dibase) [14](#page=14). Pour tracer le diagramme de prédominance d'un polyacide ou d'une polybase, il faut considérer tous les couples acide-base associés. Par exemple, pour l'acide phosphorique $H_3PO_4$, il y a trois couples avec des $pK_A$ de 2,1, 7,2 et 12,4 [14](#page=14). ### 1.4 Propriétés acido-basiques des acides α-aminés Les acides α-aminés possèdent généralement une fonction acide carboxylique ($-COOH$) et une fonction amine ($-NH_2$) [15](#page=15). * **Chaîne latérale R sans propriétés acido-basiques :** Dans ce cas, un acide aminé est une espèce diacide avec deux fonctions ionisables : * La fonction acide carboxylique ($pK_A \approx 2-3$) [15](#page=15). * La fonction ammonium ($pK_A \approx 9-10$) [15](#page=15). Une réaction acido-basique interne à la molécule conduit à la formation d'un **zwitterion**. Un zwitterion est une espèce globalement neutre, mais possédant des charges positives et négatives internes [15](#page=15) [16](#page=16). Le **pH isoélectrique ($pH_i$)** est le pH auquel la charge totale moyenne de l'acide aminé est nulle. Pour un acide aminé avec deux fonctions ionisables, il est calculé comme la moyenne des deux $pK_A$ [17](#page=17): $pH_i = \frac{pK_{A1} + pK_{A2}}{2}$ [17](#page=17). > **Example:** Pour la valine, avec $pK_{A1} = 2,3$ et $pK_{A2} = 9,6$, le $pH_i = \frac{2,3 + 9,6}{2} = 5,95$ [17](#page=17). * **Chaîne latérale R avec propriétés acido-basiques :** Dans ce cas, il y a une troisième fonction ionisable dans la chaîne latérale $R$, avec un $pK_{A,R}$ situé entre 4 et 12. L'ordre des espèces sur le diagramme de prédominance dépend de ce $pK_{A,R}$ [19](#page=19). Pour le calcul du pH isoélectrique dans ce cas, on prend la moyenne des deux $pK_A$ qui encadrent la forme zwitterionique sur le diagramme de prédominance : $pH_i = \frac{pK_A + pK_A}{2}$ (où les $pK_A$ sont ceux qui encadrent la forme zwitterionique) [21](#page=21). > **Example:** Pour la lysine, avec $pK_{A1} = 2,2$, $pK_{A2} = 9,2$ et $pK_{A,R} = 10,7$. Les $pK_A$ qui encadrent la forme zwitterionique sont 9,2 et 10,7. Ainsi, $pH_i = \frac{9,2 + 10,7}{2} = 9,95$ [19](#page=19). ### 1.5 Solutions tampons Une **solution tampon** est une solution qui résiste aux changements de pH lors de l'ajout d'une petite quantité d'acide fort ou de base forte [5](#page=5). La **capacité du tampon ($\beta$)** quantifie cette résistance. Elle est définie comme le nombre de moles de $H_3O^+$ ou de $HO^-$ à ajouter dans 1 litre de solution tampon pour faire varier le pH d'une unité. Plus la capacité du tampon est grande, plus il résiste aux changements de pH [25](#page=25). > **Tip:** La capacité d'un tampon est maximale lorsque le pH de la solution est égal au $pK_A$ du couple acide-base utilisé [25](#page=25). ### 1.6 Méthode de la réaction principale pour le calcul du pH final Pour déterminer le pH d'une solution, on identifie la **réaction principale**, qui est la réaction acido-basique la plus susceptible de se produire entre l'acide le plus fort et la base la plus forte présentes dans le mélange [26](#page=26). Les étapes pour appliquer cette méthode sont : 1. Faire le bilan des espèces présentes à l'état initial [26](#page=26). 2. Placer les couples acide-base sur l'échelle des $pK_A$ [26](#page=26). 3. Identifier la réaction principale et calculer sa constante d'équilibre $K^\circ(T)$ [26](#page=26). 4. Dresser un tableau d'avancement pour cette réaction et déterminer les concentrations à l'état final [26](#page=26). **Cas simplifiés :** * **Acide fort ($pK_A < 0$):** Totalement dissocié en $H_3O^+$ et sa base conjuguée (indifférente). Le pH est calculé par $pH = -\log(C)$, où $C$ est la concentration de l'acide fort [27](#page=27). * **Base forte ($pK_A > 14$):** Totalement dissociée en $HO^-$ et son acide conjugué (indifférent). Le pH est calculé en déterminant d'abord la concentration de $H_3O^+$: $pH = -\log([H_3O^+]_{éq})$ [28](#page=28). * **Mélange d'un acide faible $AH$ et de sa base conjuguée $A^-$:** Le pH à l'équilibre est donné par la formule de Henderson-Hasselbalch: $pH = pK_A + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ [29](#page=29). **Autres cas :** Dans les autres cas (ex: acide faible seul, base faible seule, ampholyte), il faut appliquer la méthode de la réaction principale [30](#page=30) [31](#page=31). > **Tip:** L'eau peut agir comme un acide (donne $HO^-$) ou comme une base (donne $H_3O^+$). Ses $pK_A$ sont 14 pour le couple $H_2O/HO^-$ et 0 pour le couple $H_3O^+/H_2O$. Un ampholyte est une espèce qui peut agir à la fois comme acide et comme base [27](#page=27) [28](#page=28) [31](#page=31). --- # Calcul du pH et K°(T) pour les réactions acido-basiques Ce sujet traite du calcul des constantes d'équilibre $K°(T)$ pour les réactions acido-basiques et de la détermination du pH résultant en utilisant la méthode de la réaction principale [26](#page=26) [6](#page=6). ### 2.1 Calcul des constantes d'équilibre $K°(T)$ pour les réactions acido-basiques Une réaction acido-basique implique un acide $A_1H$ d'un couple $A_1H/A_1^-$ réagissant avec une base $A_2^-$ d'un autre couple $A_2H/A_2^-$. L'équation générale de cette réaction à l'équilibre est [6](#page=6): $$ A_1H + A_2^- \rightleftharpoons A_1^- + A_2H $$ La constante d'équilibre $K°(T)$ pour cette réaction est donnée par le rapport des activités des produits sur celui des réactifs à l'équilibre. Dans les conditions standards, si le mélange est initial, le quotient réactionnel $Q_r$ est égal à 1 [6](#page=6) [7](#page=7). Pour qu'une réaction évolue spontanément dans le sens direct, il faut que $Q_r < K°(T)$, ce qui implique que $1 < K°(T)$. Ceci est équivalent à la condition [7](#page=7): $$ pK_A(A_1H/A_1^-) < pK_A(A_2H/A_2^-) $$ Autrement dit, l'acide le plus fort (celui avec le $pK_A$ le plus bas) doit réagir avec la base la plus forte (celle dont l'acide conjugué a le $pK_A$ le plus élevé) [26](#page=26) [7](#page=7). Si l'écart entre les $pK_A$ est supérieur à 3 (∆$pK_A$ > 3), la réaction est considérée comme quasi-totale. La règle du gamma est un outil visuel pour prédire le sens de la réaction en plaçant les couples sur une échelle de $pK_A$ et en identifiant la réaction principale entre l'acide le plus fort et la base la plus forte [26](#page=26) [8](#page=8). ### 2.2 Méthode de la réaction principale pour le calcul du pH La méthode de la réaction principale est utilisée pour déterminer le pH dans l'état final d'une réaction acido-basique. Cette méthode repose sur l'identification d'une seule réaction significative qui se produit dans le système: la réaction principale [26](#page=26). **Étapes de la méthode de la réaction principale :** 1. **Faire le bilan des espèces à l'état initial:** Identifier toutes les espèces chimiques présentes dans la solution avant toute réaction [26](#page=26). 2. **Mettre les couples sur l'échelle de $pK_A$:** Visualiser les couples acide/base conjugués sur une échelle de $pK_A$ pour identifier les acides et bases présents. L'eau ($H_2O/HO^-$) est aussi considérée, avec $pK_A \approx 14$ pour le couple $H_2O/HO^-$ et $pK_A \approx 0$ pour le couple $H_3O^+/H_2O$ [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). 3. **Repérer la réaction principale et calculer $K°(T)$:** La réaction principale est celle entre l'acide le plus fort et la base la plus forte présents dans le mélange. Sa constante d'équilibre $K°(T)$ est calculée à partir des $pK_A$ des deux couples impliqués (par exemple, si $A_1H$ réagit avec $A_2^-$, $K°(T) = 10^{pK_A(A_2H/A_2^-) - pK_A(A_1H/A_1^-)}$) [26](#page=26) [7](#page=7). * Si $K°(T)_{RP} > 1$, la réaction évolue dans le sens direct (sens "gamma à l'endroit") [26](#page=26). * Si $K°(T)_{RP} < 1$, la réaction évolue dans le sens inverse (sens "gamma à l'envers") [26](#page=26). 4. **Dresser un tableau d'avancement et déterminer l'état final:** Une fois la réaction principale identifiée et son sens déterminé, un tableau d'avancement est dressé pour calculer les concentrations des espèces à l'équilibre. Ce tableau permet ensuite de calculer le pH de la solution [26](#page=26). #### 2.2.1 Cas simplifiés Il existe trois cas très simples où le calcul du pH est direct sans nécessiter un tableau d'avancement complet : * **Solution avec un acide fort de concentration C:** Un acide fort ($pK_A < 0$) est totalement dissocié en $H_3O^+$ et sa base conjuguée, qui est indifférente. Le pH est alors calculé directement par [27](#page=27): $$ pH = -\log(C) $$ où $C$ est la concentration initiale de l'acide fort [27](#page=27). * **Solution avec une base forte de concentration C:** Une base forte ($pK_A > 14$) est totalement dissociée en $HO^-$ et son acide conjugué, qui est indifférent. Le pH est calculé à partir de la concentration en $HO^-$ [28](#page=28): $$ pH = -\log[H_3O^+]_{éq} $$ où $[H_3O^+]_{éq}$ est la concentration des ions oxonium à l'équilibre. On peut la relier à la concentration de la base forte $C$ via la relation $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$ à 298 K. Donc, $[H_3O^+]_{éq} = K_e / C$, et $pH = -\log(K_e/C) = 14 + \log(C)$ [28](#page=28). * **Mélange acide faible / base faible conjuguée $AH/A^-$ (solution tampon) :** Pour une solution contenant un mélange d'un acide faible $AH$ et de sa base conjuguée $A^-$, le pH à l'équilibre est donné par la formule de Henderson-Hasselbalch : $$ pH = pK_A(AH/A^-) + \log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right) $$ où $[A^-]$ et $[AH]$ sont les concentrations à l'équilibre des espèces [29](#page=29). #### 2.2.2 Autres cas Dans tous les autres cas, où la réaction n'est ni totalement directe, ni totalement inverse, il est nécessaire d'appliquer la méthode de la réaction principale en dressant un tableau d'avancement pour déterminer l'état final et calculer le pH [30](#page=30). > **Tip:** Lors du positionnement des couples sur l'échelle de $pK_A$, il est utile de noter que l'eau ($H_2O$) est à la fois un acide faible ($pK_A(H_3O^+/H_2O) \approx 0$) et une base faible ($pK_A(H_2O/HO^-) \approx 14$) [27](#page=27) [28](#page=28). > **Example:** Le couple $(H_2O, CO_2)/HCO_3^-$ a un $pK_A = 6.3$. Le couple $HCO_3^-/CO_3^{2-}$ a un $pK_A = 10.3$. Si l'on mélange $CO_2$ (qui forme $H_2CO_3$) et $CO_3^{2-}$, la réaction principale sera la réaction de $H_2CO_3$ avec $CO_3^{2-}$ car $H_2CO_3$ est l'acide le plus fort ($pK_A=6.3$) et $CO_3^{2-}$ est la base la plus forte dont l'acide conjugué ($HCO_3^-$) a un $pK_A=10.3$. La constante d'équilibre sera $K°(T) = 10^{10.3 - 6.3} = 10^4 > 1$, indiquant une réaction quasi-totale [8](#page=8). > **Example:** Dans le sang, le couple $(H_2O, CO_2)/HCO_3^-$ régule le pH. Avec un $pK_A = 6.3$ à 298 K, et un rapport $[HCO_3^-]_{éq}/[H_2O, CO_2]_{éq} = 13$, on peut déterminer le pH du sang en utilisant la formule de Henderson-Hasselbalch: $pH = 6.3 + \log \approx 7.4$ [13](#page=13). --- # Applications des réactions acido-basiques Ce sujet explore les applications pratiques des concepts acido-basiques, en se concentrant sur le rôle crucial des solutions tampons, la régulation du pH sanguin, et les propriétés acido-basiques spécifiques des acides aminés [5](#page=5). ### 3.1 Les solutions tampons Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lors de l'ajout de faibles quantités d'acides forts ou de bases fortes, ainsi que lors de dilutions modérées [22](#page=22). #### 3.1.1 Construction d'une solution tampon Il existe deux méthodes principales pour construire une solution tampon à partir d'un couple acide faible / base conjuguée (AH / A⁻) [22](#page=22): * **Méthode 1:** Mélanger des concentrations importantes et proches de l'acide faible AH et de sa base conjuguée A⁻ [22](#page=22). * **Méthode 2:** Ajouter une quantité suffisante de base forte à une solution concentrée d'acide faible AH pour transformer environ la moitié de AH en A⁻ [22](#page=22). #### 3.1.2 Caractéristiques d'une solution tampon Les caractéristiques principales d'une solution tampon sont sa concentration totale et son pH [23](#page=23). * **Concentration totale (C):** La somme des concentrations de l'acide faible et de sa base conjuguée présentes dans la solution [23](#page=23). $C = [AH]_{éq} + [A^{-}]_{éq}$ [23](#page=23). * **pH:** Le pH d'une solution tampon est régi par la relation de Henderson-Hasselbalch, où le pH est déterminé par le pKa du couple acide-base et le rapport des concentrations de la base conjuguée et de l'acide faible [23](#page=23) [5](#page=5). $pH = pK_A + \log \frac{[A^{-}]_{éq}}{[AH]_{éq}}$ [23](#page=23) [5](#page=5). > **Tip:** Pour un tampon optimal, le pH est égal au pKa du couple, lorsque les concentrations de l'acide faible et de sa base conjuguée sont égales [5](#page=5). #### 3.1.3 Capacité du tampon $(\beta)$ La capacité du tampon $\beta$ représente le nombre de moles d'ions hydronium ($H_3O^+$) ou d'ions hydroxyde ($HO^-$) qu'il faut ajouter à un litre de solution tampon pour faire varier son pH d'une unité. Une capacité de tampon plus élevée indique une plus grande résistance aux changements de pH [25](#page=25). > **Example:** Préparer 1 litre d'une solution tampon ammoniacale (couple $NH_4^+ / NH_3$, $pK_a = 9.2$) avec un pH cible de $9.0$ et une concentration totale $C_0 = 0.10 \text{ mol/L}$. On dispose d'une solution de $NH_3$ à $1.0 \text{ mol/L}$ et d'une solution de chlorure d'ammonium ($NH_4^+, Cl^-$) à $1.0 \text{ mol/L}$ [23](#page=23). ### 3.2 Régulation du pH sanguin Le couple $H_2O, CO_2 / HCO_3^-$ joue un rôle essentiel dans la régulation du pH du sang, agissant comme une solution tampon [13](#page=13). * Dans le sang, le $pK_A$ de ce couple est d'environ $6.3$ à $298 K$ [13](#page=13). * Le rapport des concentrations $[HCO_3^-]_{éq} / [H_2O, CO_2]_{éq}$ est d'environ $13$ [13](#page=13). > **Tip:** Comprendre le fonctionnement de ce système tampon permet d'expliquer des phénomènes comme l'alcalose et les méthodes pour la traiter [13](#page=13). ### 3.3 Les propriétés acido-basiques des acides aminés Les acides aminés sont des molécules organiques possédant à la fois une fonction acide carboxylique (souvent sous forme carboxylate) et une fonction amine (souvent sous forme ammonium). Ils peuvent exister sous forme de zwitterions [15](#page=15). #### 3.3.1 Zwitterion Un zwitterion est une espèce moléculaire globalement neutre, mais qui porte des charges positives et négatives localisées sur différents atomes de la même molécule [16](#page=16). > **Example:** Dans un acide aminé simple, la fonction acide carboxylique ($COOH$) peut se déprotoner en carboxylate ($COO^-$), et la fonction amine ($NH_2$) peut se protoner en ammonium ($NH_3^+$). La forme stable à l'état solide est donc un "carboxylate α-ammonium" [15](#page=15). #### 3.3.2 Les pKa des acides aminés Un acide aminé typique possède au moins deux pKa [15](#page=15): * Un pKa pour le couple acide carboxylique / carboxylate: $pK_A (-COOH / -COO^-) \approx 2-3$ [15](#page=15). * Un pKa pour le couple ammonium / amine: $pK_A (-NH_3^+ / -NH_2) \approx 9-10$ [15](#page=15). #### 3.3.3 Diagramme de prédominance des acides aminés Le diagramme de prédominance d'un acide aminé illustre les espèces prédominantes en fonction du pH. Pour un acide aminé sans propriétés acido-basiques dans sa chaîne latérale R, le diagramme fait apparaître la forme cationique ($AH_2^+$), la forme zwitterionique ($AH^{\pm}$), et la forme anionique ($A^-$) [16](#page=16). > **Tip:** Le tracé de ces diagrammes aide à visualiser les espèces présentes à différents pH et à comprendre le comportement acido-basique global de la molécule [16](#page=16). #### 3.3.4 Le pH isoélectrique ($pH_i$) Le pH isoélectrique ($pH_i$) est le pH pour lequel la charge totale moyenne d'un acide aminé est nulle [17](#page=17). * **Pour un acide aminé avec une chaîne latérale R sans propriétés acido-basiques:** Le $pH_i$ est la moyenne des deux pKa associés aux fonctions acide carboxylique et amine [17](#page=17). $pH_i = \frac{pK_{A1} + pK_{A2}}{2}$ [17](#page=17). > **Example:** Pour la valine, avec $pK_{A1} = 2.3$ et $pK_{A2} = 9.6$, le $pH_i = (2.3 + 9.6) / 2 = 5.95$ [17](#page=17). * **Pour un acide aminé avec une chaîne latérale R possédant des propriétés acido-basiques:** Le $pH_i$ est la moyenne des deux pKa qui encadrent la forme zwitterionique sur le diagramme de prédominance [21](#page=21). $pH_i = \frac{pK_A + pK'_A}{2}$ [21](#page=21). > **Example:** Pour la lysine, dont la chaîne latérale a un pKa, $pK_{A,R} = 10.7$, le $pH_i$ sera calculé en utilisant les pKa appropriés en fonction de l'ordre des espèces sur son diagramme de prédominance [19](#page=19) [21](#page=21). ### 3.4 Les polyacides et les polybases * Un **polyacide** est une espèce capable de céder plusieurs protons ($H^+$). Par exemple, l'acide phosphorique ($H_3PO_4$) est un triacide [14](#page=14). * Une **polybase** est une espèce capable de capter plusieurs protons ($H^+$). Par exemple, l'ion carbonate ($CO_3^{2-}$) est une dibase [14](#page=14). Pour les polyacides et polybases, le tracé du diagramme de prédominance doit prendre en compte tous les couples acide-base associés [14](#page=14). > **Example:** L'acide phosphorique ($H_3PO_4$) est un triacide avec trois couples associés et leurs pKa correspondants: $pK_{A1} = 2.1$, $pK_{A2} = 7.2$, et $pK_{A3} = 12.4$ [14](#page=14). --- ## Erreurs courantes à éviter - Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens - Portez attention aux formules et définitions clés - Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section - Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Term | Definition | |------|------------| | Zwitterion | Une espèce chimique globalement neutre qui possède une charge positive sur un atome et une charge négative sur un autre atome au sein de la même molécule. | | Polyacide | Une molécule ou un ion capable de céder plusieurs protons (H+) dans une réaction acido-basique. | | Polybase | Une molécule ou un ion capable de capter plusieurs protons (H+) dans une réaction acido-basique. | | Solution tampon | Une solution dont le pH varie peu lors de l'ajout de faibles quantités d'acides forts ou de bases fortes, ou lors de dilutions modérées. | | Capacité du tampon | Le nombre de moles d'ions H3O+ ou OH- à ajouter dans 1 litre de solution tampon pour faire varier le pH de une unité. Une capacité de tampon plus élevée indique une meilleure résistance aux changements de pH. | | Diagramme de prédominance | Un graphique représentant les espèces chimiques majeures d'un couple acido-basique en fonction du pH de la solution. Il permet de visualiser quelle espèce est la plus abondante à un pH donné. | | pH isoélectrique (pHi) | La valeur du pH pour laquelle la charge totale moyenne d'une espèce amphotère, comme un acide aminé, est nulle. | | Espèce majoritaire | À un pH donné, l'espèce chimique d'un couple acido-basique qui est présente en plus grande quantité par rapport à son partenaire de réaction. | | Espèce prédominante | L'espèce chimique d'un couple acido-basique qui est la plus abondante dans une solution à un pH donné. | | Réaction principale | Dans une solution contenant plusieurs réactions acido-basiques possibles, c'est la réaction entre l'acide le plus fort et la base la plus forte présentes, qui se déroule spontanément dans le sens direct. | | PKA | Le pKa d'un couple acide-base est la valeur du pH pour laquelle les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales. Il mesure la force d'un acide : plus le pKa est bas, plus l'acide est fort. | | K°(T) | Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique à une température donnée (T). Elle indique l'étendue de la réaction à l'équilibre. | | Ampholyte | Une espèce chimique qui peut agir à la fois comme un acide (cédant un proton) et comme une base (captant un proton). Les acides aminés sont souvent des ampholytes. | | Acide fort | Un acide qui se dissocie totalement dans l'eau, produisant une concentration d'ions hydronium ([H3O+]) égale à la concentration initiale de l'acide. Leur pKa est généralement inférieur à 0. | | Base forte | Une base qui se dissocie totalement dans l'eau, produisant une concentration d'ions hydroxyde ([OH-]) égale à la concentration initiale de la base. Leur pKa est généralement supérieur à 14. |