Les réactions acido-basiques
Une réaction acido-basique est caractérisée par un échange de protons H⁺ entre un acide et une base.
Définition selon Brønsted
L'eau est une espèce amphotère : selon la réaction, elle se comporte soit comme un acide, soit comme une base.
Un acide carboxylique est, lui, un exemple d'acide faible.
On fait réagir de l'acide chlorhydrique (HCl) avec de la soude (hydroxyde de sodium NaOH) : H⁺Cl⁻ + Na⁺OH⁻. Les ions spectateurs sont Cl⁻ et Na⁺.
On fait réagir de l'acide éthanoïque (CH₃COOH) avec de l'eau (H₂O) :
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ puis H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺
Définition selon Lewis
Selon la théorie de Lewis, plus large que la théorie de Brønsted-Lowry, un acide de Lewis est une espèce chimique capable d'accepter un doublet d'électrons pour former une liaison covalente. À l'inverse, une base de Lewis est une espèce qui donne un doublet d'électrons. Cette définition permet de qualifier d'acides des espèces qui n'ont même pas de proton H⁺ à céder, contrairement à la théorie de Brønsted-Lowry.
- L'azote (N) de NH₃ possède un doublet non liant — c'est le donneur (base de Lewis).
- Le bore (B) de BF₃ possède une case quantique vide (lacune électronique) — c'est l'accepteur (acide de Lewis).
- La flèche courbe part toujours du doublet (là où sont les électrons) vers l'atome qui manque d'électrons — jamais dans l'autre sens. C'est la règle d'or à retenir.
- Une nouvelle liaison covalente se forme, la liaison dative, donnant la molécule H₃N–BF₃.
Le pH
D'où, en inversant la relation :
RemarqueLe proton H⁺ est toujours entouré de molécules d'eau, d'où la notation H₃O⁺ (ion oxonium) plutôt que H⁺ seul.
Produit ionique de l'eau
L'eau est une espèce amphotère, c'est-à-dire qu'elle peut réagir comme un acide ou comme une base :
- Si l'eau est un acide : H₂O ⇌ HO⁻ + H⁺
- Si l'eau est une base : H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺
À 25 °C, Ke = 10⁻¹⁴ car [H₃O⁺] = [HO⁻] = 10⁻⁷,⁰ mol·L⁻¹ (eau pure, neutre).
Ka, constante d'acidité
La constante d'acidité permet de définir la force d'un acide ou d'une base : c'est une caractéristique du couple acide/base. Plus la constante d'acidité est grande, plus l'acide est fort.
Relation d'Henderson-Hasselbalch
Relation entre le pH et le pKa d'un couple acide/base :
On prend −log de chaque membre, en utilisant log(a×b) = log(a) + log(b) :
pKa = − log([Base]éq / [Acide]éq) − log[H₃O⁺]
pKa = − log([Base]éq / [Acide]éq) + pH
d'où pH = pKa + log([Base] / [Acide])
Diagramme de prédominance
La base prédomine lorsque pH > pKa.
L'acide prédomine lorsque pH < pKa.
Taux d'avancement τ
Le taux d'avancement compare l'avancement final expérimental à l'avancement maximal théorique :
On mélange de l'acide éthanoïque CH₃COOH de concentration c = 1,0×10⁻² mol·L⁻¹ avec de l'eau en excès. On mesure le pH : il est égal à 3,7. Couples acide/base en jeu : CH₃COOH/CH₃COO⁻ et H₃O⁺/H₂O.
| État | Avancement | CH₃COOH(aq) | + H₂O(l) | ⇌ CH₃COO⁻(aq) | + H₃O⁺(aq) |
|---|---|---|---|---|---|
| Initial | 0 | n = CV | en excès (solvant) | 0 | 0 |
| Intermédiaire | x(t) | CV − x(t) | — | x(t) | x(t) |
| Final (théorique) | Xmax | CV − Xmax | — | Xmax | Xmax |
| Final (réel) | Xf | CV − Xf | — | Xf | Xf |
CH₃COOH est le réactif limitant car l'eau est en excès, donc CV − Xmax = 0, soit Xmax = CV.
On cherche Xf : n(CH₃COO⁻) = n(H₃O⁺) = Xf = [H₃O⁺]éq × V = 10⁻ᵖᴴ × V.
D'où :
τ ≈ 1,9×10⁻² = 1,9 %. L'acide CH₃COOH est donc un acide faible, car il ne se dissocie pas totalement dans l'eau.
On veut vérifier si l'ammoniac est une base faible ou forte. Couples en jeu : NH₄⁺/NH₃ et H₂O/HO⁻. On mesure le pH : il est égal à 11,3, avec [NH₃]initiale = 1,0×10⁻² mol·L⁻¹.
Réaction : NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + HO⁻
En construisant le tableau d'avancement, on obtient :
Le même raisonnement que pour l'application n°1 permet ensuite de calculer τ et de conclure sur la force de la base NH₃.
Quotient de réaction et constante d'équilibre
Le quotient de réaction QR caractérise l'état d'un système chimique, pour une réaction générale aA + bB ⇌ cC + dD.
La constante d'équilibre K est la valeur de QR à l'équilibre : K = QR,équilibre.
la réaction évolue dans le sens direct.
la réaction évolue dans le sens indirect.
Indicateur coloré
Solution tampon
À retenir
Acide ⇌ Base + H⁺ ; un acide fort se dissocie totalement dans l'eau.
Acide = accepteur de doublet ; base = donneur de doublet.
pH = − log[H₃O⁺] ; Ke = [H₃O⁺]×[HO⁻] = 10⁻¹⁴ à 25 °C.
pH = pKa + log([Base]/[Acide]).
pH > pKa : la base prédomine. pH < pKa : l'acide prédomine.
τ = Xf/Xmax ; τ ≈ 1 pour un acide/une base forte.