Réaction acide-base

Le pH

Définition

Toute solution aqueuse contient des ions oxonium $H_3O^+(aq)$ .

La valeur de la concentration molaire $[H_3O^+]$ peut varier entre quelques $mol.L^{-1}$ et $10^{-14}$ $mol.L^{-1}$ .

En 1909, le chimiste danois S. SORENSEN proposa une grandeur plus facile à manipuler, le pH.

Définition

Pour une solution aqueuse diluée, $[H_3O^+] ≤ 0,05$ $mol.L^{-1}$ , le pH est défini par :

pH = -log[H_3O^+]

Le pH est une grandeur sans unité, ici $[H_3O^+]$ est exprimé en $mol.L^{-1}$ .

Inversement, à partir du $pH$ , on peut retrouver la concentration molaire en $[H_3O^+]$ :

[H_3O^+] = 10^{-pH}

Mathématiquement, le pH augmente d’une unité lorsque la concentration est divisée par 10.

Le pH augmente lorsque la concentration en $H_3O^+$ diminue.

Le pH diminue lorsque la concentration en $H_3O^+$ augmente.

Variation du pH en fonction de la concentration en ions $H_3O^+$. — Variation du pH en fonction de la concentration en ions $H_3O^+$ .

Mesure

Le pH d’une solution aqueuse est mesuré avec un pH-mètre.

Pour indiquer une valeur fiable du $pH$ d’une solution, un $pH$ -mètre doit être préalablement étalonné avec des solutions étalons de $pH$ connu.

La précision de la mesure du $pH$ dépend de nombreux facteurs.

Toute concentration $[H_3O^+]$ déduite d’une mesure de $pH$ doit être exprimée avec, au plus, deux chiffres significatifs.

L'équilibre chimique

Un système chimique peut évoluer dans les deux sens.

L’état final est alors un état d’équilibre entre les différentes espèces chimiques.

Pour traduire cet équilibre, on utilise la double flèche au lieu de la simple flèche.

Un système atteint un état d’équilibre lorsque, dans l’état final, les réactifs et les produits sont simultanément présents.

L’équation de la réaction s’écrit alors avec une double flèche qui traduit que les deux réactions, inverses l’une de l’autre, peuvent se produire simultanément dans le système.

Acide et base selon Brönsted

Définitions

Définition

Selon la théorie du chimiste danois J. BRÖNSTED (1879-1947) :

Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton $H^+$ (ou ion hydrogène).

HA \rightarrow A^- + H^+

Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton $H^+$ .

A^- + H^+\rightarrow HA

Couples acide-base

Définition

Un couple acide/base $HA/A^-$ est défini par la demi-équation acido-basique :

HA \leftrightarrows A^- + H^+

L’acide $HA$ et la base $A^-$ sont dits conjugués l’un de l’autre.

Remarque

On peut aussi écrire les couples sous la forme $BH^+/B$ comme c’est le cas pour le couple $NH_4^+/NH_3$ .

Couples de l'eau

L'eau appartient à deux couples acido-basiques : $H_3O^+(aq)/H_2O(l)$ et $H_2O(l)/HO^-(aq)$ , caractérisés par les deux demi-équations suivantes :

H_3O^+(aq) \leftrightarrows H_2O(l)+H^+(aq)

H_2O(l) \leftrightarrows HO^-(aq) + H^+(aq)

On dit que l'eau est un ampholyte.

Réaction acido-basique

La réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau met en jeu les deux couples : $CH_3COOH/CH_3COO^-$ et $H_3O^+(aq)/H_2O(l)$ suivant les $2$ demi-équations :

CH_3COOH(aq) \leftrightarrows CH_3COO^-(aq) + H^+(aq)

H_2O(l) + H^+ \leftrightarrows H_3O^+(aq)

Ce qui donne l'équation bilan suivante :

CH_3COOH(aq) + H_2O(l) \leftrightarrows CH_3COO^-(aq) + H_3O^+(aq)

Un transfert de proton $H^+$ a lieu entre les deux couples en présence.

Acide faible et base faible

Définition

Un acide HA est faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale.

HA(aq) + H_2O(l) \leftrightarrows A^-(aq) + H_3O^+(aq)

Par exemple, les acides carboxyliques sont des acides faibles dans l’eau.

Une base $A^-$ est faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale.

A^-(aq) + H_2O(l) \leftrightarrows HA(aq) + HO^-(aq)

Par exemple, les ions carboxylate et les amines sont des bases faibles dans l’eau.

Remarque

Un amphion résulte du transfert interne d’un proton $H^+$ du groupe carboxyle vers le groupe amine d’un acide $\alpha$ -aminé.

Ce transfert est une réaction acido-basique intramoléculaire.

L’amphion est un ampholyte, comme l’eau.

Constante d'acidité

Produit ionique de l'eau

L’eau est un ampholyte, il y a donc une réaction entre la molécule d’eau $H_2O$ acide d’un couple et une autre molécule d’eau $H_2O$ base d’un autre couple.

Définition

La réaction d'équation :

H_2O(l) + H_2O(l) \leftrightarrows HO^-(aq) + H_3O^+(aq)

est appelée autoprotolyse de l'eau

L'autoprotolyse de l'eau est très limitée dans le sens direct de l'équation.

Elle a lieu dans toutes les solutions aqueuses.

Définition

Toute solution aqueuse contient donc des ions $H_3O^+$ et $HO^-$ dont les concentrations sont reliées par le produit ionique de l’eau.

Le produit ionique de l’eau est défini par :

Ke = [H_3O^+]_{éq} *[HO^-]_{éq}

Les concentrations étant en $mol.L^{-1}$ .

$Ke$ n’a pas d’unité et ne dépend que de la température.

A $25$ °C, pour toute solution aqueuse, $Ke = 1*10^{-14}$ .

Définition

On définit aussi le pKe tel que :

pKe = -log(Ke)

Soit donc :

Ke = 10^{-pKe}

A $25$ °C, $pKe = 14,0$ .

Dans une solution neutre :

[H_3O^+]_{éq} =[HO^-]_{éq}

Donc :

[H_3O+]_{éq}^2 = Ke

D'où :

-log([H_3O+]_{éq}^2) = -log(Ke) = -pKe

Et :

pH = 1/2*pKe

Car :

-log([H_3O+]_{éq}^2) = -2*log([H_3O+]_{éq})

On en conclue donc que :

Pour une solution neutre :

[H_3O^+]_{éq} = [HO^-]_{éq}

pH = 1/2*pKe

pH=7 \text{ à 25}°C

Pour une solution acide :

[H_3O^+]_{éq} > [HO^-]_{éq}

pH < 1/2*pKe

pH<7 \text{ à 25}°C

Pour une solution basique :

[H_3O^+]_{éq} < [HO^-]_{éq}

pH > 1/2*pKe

pH>7 \text{ à 25}°C

Constante d'acidité

Définition

Soit un couple $HA(aq)/A^-(aq)$ dont l’acide réagit avec l’eau selon la réaction d’équation :

HA(aq)+H_2O(l) \leftrightarrows A^-(aq)+H_3O^+(aq)

La constante d’acidité $K_A$ du couple est la valeur numérique du quotient :

K_A = \frac{[H_3O^+] *[A^-]}{[HA]}

Par définition :

pK_A = -log(K_A)

Soit :

K_A = 10^{-pK_A}

Le $pK_A$ caractérise l’aptitude d’un acide à céder un proton ou celle d’une base à l’accepter. Pour une même concentration en soluté :

un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement un proton et que le $pK_A$ du couple est petit
une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton et que le $pK_A$ du couple est grand

Valeurs de $pK_A$ pour quelques couples acide/base dans l'eau.

Les valeurs extrêmes de l’échelle des $pK_A$ sont celles des $pK_A$ des couples de l’eau.

A savoir, en solution aqueuse l’acide le plus fort est $H_3O^+$ et la base la plus forte $HO^-$

Domaines de prédominance

Pour tout couple $HA(aq)/A^-(aq)$ , on peut écrire :

pK_A = -log(K_A) = -log(\frac{[H_3O^+] *[A^-]}{[HA]}) = -log(\frac{[A^-]}{[HA]})-log([H_3O^+]

Soit :

pK_A = -log(\frac{[A^-]}{[HA]}) + pH

Ou encore :

pH = pK_A + log(\frac{[A^-]}{[HA]})

Plus généralement :

pH = pK_A + log(\frac{[base]}{[acide]})

Avec une analyse mathématique on comprend que :

Si $pH=pK_A$ , alors $[HA] = [A^-]$ ; aucune espèce ne prédomine.
Si $pH [A^-]$ ; $HA$ prédomine sur $A^-$ .
Si $pH>pK_A$ , alors $[HA] < [A^-]$ ; $A^-$ prédomine sur $HA$ .

On peut illustrer cela avec un diagramme de prédominance ci-dessous :

Définition

Il existe des solutions donc le $pH$ varie très peu, ce sont les solutions tampon.

Une solution tampon est une solution dont la composition est telle que le pH varie peu par ajout de petites quantités d’acide ou de base ou par dilution.

Les solutions tampons existent dans les systèmes vivants et sont utilisées par exemple pour étalonner un pH-mètre.

Acide fort et base forte

Définitions

Définition

Un acide est fort dans l’eau si sa réaction avec l’eau est totale.

L’équation de cette réaction s’écrit alors avec une simple flèche :

HA(aq)+H_2O(l) \rightarrow A^-(aq)+H_3O^+(aq)

Le pH d’une solution diluée d’acide fort, de concentration $C$ en soluté apporté est :

pH = -log C.

Le chlorure d’hydrogène et l’acide nitrique sont des acides forts dans l’eau.

Définition

Une base est forte dans l’eau si sa réaction avec l’eau est totale.

L’équation de cette réaction s’écrit alors avec une simple flèche :

A^-(aq)+H_2O(l) \rightarrow HA(aq)+HO^-(aq)

Le pH d’une solution diluée de base forte, de concentration $C$ en soluté apporté est :

pH = 14 + log C.

Les ions amidure, éthanolate et l’hydroxyde de sodium sont des bases fortes dans l’eau.

Réaction entre un acide fort et une base forte

L’équation de réaction entre un acide fort et une base forte est :

HO^-(aq)+H_3O^+(aq) \rightarrow 2H_2O(l)

C’est la réaction inverse de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

La réaction entre un acide fort et une base forte libère de l’énergie thermique et s’accompagne donc d’une élévation de température.

Réaction acide-base

Le pH

Définition

Définition

Mesure

L'équilibre chimique

Acide et base selon Brönsted

Définitions

Définition

Couples acide-base

Définition

Remarque

Couples de l'eau

Réaction acido-basique

Acide faible et base faible

Définition

Remarque

Constante d'acidité

Produit ionique de l'eau

Définition

Définition

Définition

Constante d'acidité

Définition

Domaines de prédominance

Définition

Acide fort et base forte

Définitions

Définition

Définition

Réaction entre un acide fort et une base forte

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