Réactions chimiques acido-basiques

Acide

Un acide au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de céder au moins un ion $\rm H^+$ (ou proton). On a : $\rm AH_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H^+$.

Exemple d’acide : acide éthanoïque $\rm CH_3CH_2OH_{(aq)}$, acide chlorhydrique $\rm H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$

Base

Une base au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de capturer un proton. On a : $\rm A^- + H^+ \rightarrow AH$.

Exemple de base : ammoniac $\rm NH_{3_{(aq)}}$, hydroxyde de sodium $\rm Na^+_{(aq)} + HO^-_{(aq)}$

Couple Acide / base

Un couple acido-basique noté $\rm AH / A^-$ est constitué d’un acide $\rm AH$ et d’une base $\rm A^-$ liés par l’équation de l’équilibre de Brönsted : $\rm AH \Leftrightarrow H^+ + A^-$.

Une réaction acido-basique se produit lorsqu’un acide d’un couple (couple $1$) cède un proton à la base d’un autre couple (couple $2$). 

On peut écrire $\rm Acide_1 + Base_2$ $\Leftrightarrow$ $\rm Base_1 + Acide_2$

Exemple :

On mélange de l’acide éthanoïque $\rm (CH_3COOH)$ avec de l’hydroxyde de sodium $\rm (Na^+ + HO^-)$.

L’acide cède un proton à l’ion hydroxyde : $\rm CH_3COOH \Leftrightarrow H^+ + CH_3COO^-$.

L’ion hydroxyde capte alors ce proton : $\rm HO^- + H^+ \Leftrightarrow H_2O$. 

L’équation de cette réaction est donc : $\rm CH_3COOH + HO^- \Leftrightarrow CH_3COO^- + H_2O$

Couple des acides carboxyliques : Un acide carboxylique de formule $\rm RCO_2H$ cède un ion $\rm H^+$ pour former un ion carboxylate $\rm RCO2^-$  selon l’équation $\rm RCO_2H = RCO_2^- + H^+$

Couple des amines : Ion ammonium/amine $\rm RNH{_3^+}_{(aq)} / RNH_{2_{(aq)}}$

Couple acide carbonique / ion hydrogénocarbonate : $\rm CO_2$, $\rm H_2O_{(aq)} / HCO{_3^-}_{(aq)}$.

Espèces amphotères

Une espèce amphotère est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

Exemple : $\rm H_2O / HO^-$ et $\rm H_3O^+ / H_2O$.

pH d'une solution

Le pH d’une solution est mesuré avec un pH-mètre. Le pH augmente si la concentration en ions oxonium diminue et inversement.

$\rm pH = - \log [H_3O^+] \Leftrightarrow [H_3O^+] = 10^{-pH}$ avec $\rm pH$ sans unité, $\rm c°$ concentration standard $\rm [H_3O^+]$, concentration en quantité d’ions oxonium en $\rm mol.L^{-1}$.

La constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau (ci-dessous) est appelée produit ionique de l’eau et notée $\rm Ke$.

$\rm \color{green}{H_2O_{(I)}} \color{blue}{~+~} \color{red}{H_2O_{(I)}} \color{blue}{~=~} \color{green}{H_3O^+_{(aq)}} \color{blue}{~+~} \color{red}{HO^-_{(aq)}}$

$\color{red}{\boxed{\begin{array}{ll}\color{black}{\rm Ke = [H_3O^+]_{èq} \times [HO^-]_{èq}}\\
\color{black}{\rm Ke= \color{red}{10^{-14}} \color{black}{\text{ à 25 °C}}}\\
\color{black}{\rm \Rightarrow pKe = -\log (Ke) = \color{red}{14}}.\end{array}}}$

Lors de l’ajout d’eau distillée à une solution :

Cas 1 : Si la solution initiale a un pH inférieur à celui de l’eau distillée utilisée, alors le pH mesuré après dilution est compris entre ceux de la solution initiale et de l’eau distillée.

Cas 2 : Si la solution initiale a un pH supérieur à celui de l’eau distillée utilisée, alors le pH mesuré après dilution est compris entre ceux de l’eau distillée et de la solution initiale.