Réaction acido-basique : Cours, résumés et exercices corrigés

Réaction acido-basique : Cours, résumés et exercices corrigés

Une réaction acide-base est une réaction d’échange d’ion H⁺ entre un donneur de H⁺ (acide) et un accepteur d’ion H⁺ (base).

I- Acide et base : définitions selon la théorie de Brönsted et Lowry

• Un acide est un donneur de proton (ou une espèce capable d’en faire céder un par le solvant).

Un acide, au sens de Brönsted, est une espèce chimique capable de céder (perdre) un ion hydrogène H+.

• Une base est un accepteur de proton

Une base, au sens de Brönsted, est une espèce chimique capable de capter (gagner) un ion hydrogène H+

Remarque :

Selon les cas, les acides et les bases peuvent être des espèces ioniques ou non. Lorsqu’elles sont ioniques, elles n’existent pas seules en solution, elles sont toujours accompagnées d’un ion spectateur qui permet d’assurer l’électroneutralité.

Par exemple, l’acide chlorhydrique HCL se dissout dans l’eau en ions oxonium H3O⁺ et chlorure Cl^–. Seuls les ions H3O⁺ sont porteurs du caractère acide, les ions Cl^– sont spectateurs.

II- Structure d’un acide et d’une base

II-1. Structure d’un acide

Lorsqu’une molécule présente une liaison polarisée entre un hydrogène et un atome plus électronégatif, on dit que la molécule est acide. La liaison est fragilisée par cette polarité et la molécule peut ainsi céder plus ou moins facilement l’ion H⁺.

II-2. Structure d’une base

Lorsqu’une molécule présente un atome portant un ou plusieurs doublets non-liant, comme l’atome d’azote par exemple, alors cette molécule est une base. Ces doublets non-liant sont des réserves d’électrons susceptibles de venir combler la lacune électronique d’un ion H⁺ pour le capter.

II-3. Exemple

La photo ci-dessous présente le schéma de Lewis de l’acide éthanoïque et de l’ammoniac, respectivement un acide et une base.

III- Réactions acido-basiques

III-1. Couple acide-base

Lorsqu’un acide noté AH cède un proton H⁺, il se transforme en sa base conjuguée notée A^– selon la demi-équation suivante :

AH = A^– + H⁺

On dit que le couple AH/A^– est un couple acide-base.

Remarque :

Certaines espèces peuvent à la fois jouer le rôle de base et d’acide. Elles sont appelées espèces amphotères, ou ampholytes.

L’eau H₂O est une espèce amphotère, elle est la base conjuguée de l’ion oxonium H₃O⁺ et l’acide conjugué de l’ion hydroxyde HO^–. Les deux couples acide-base associés sont H3O⁺/H₂O et H₂O/HO^–.

III-2. Réaction acido-basique

Soient deux couples acide-base A₁H/A₁^– et A₂H/A₂^–. Une réaction acido-basique (aussi appelée réaction par transfert de proton) est la transformation chimique qui a lieu lorsque l’acide d’un couple échange un proton avec la base d’un autre couple pour former leurs base et acide conjugués. L’équation bilan de la réaction est la suivante :

A₁H + A₂^– ==> A₁^– + A₂H

Exemples :

• Réaction entre l’acide éthanoïque, acide du couple CH₃COOH/CH₃COO^–, et l’ammoniac, base du couple NH₄⁺/NH₃ :

CH₃COOH + NH₃ ==> CH₃COO^– + NH₄⁺

• Du fait de son caractère amphotère dans les couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO^–, l’eau peut réagir avec elle-même. Cette réaction est appelée autoprotolyse de l’eau :

2 H₂O ==> H₃O⁺ + HO^–

IV- PH d’une solution aqueuse

Les réactions acido-basiques font intervenir un transfert d’ions H⁺. Lorsqu’on est en solution aqueuse (donc où le solvant est l’eau), on va définir le caractère acide ou basique de la solution en fonction de la quantité d’ions H⁺ présents en solution. Or dans l’eau l’ion H⁺ n’existe pas en tant que tel, il est associé à une molécule d’eau pour former l’ion oxonium selon la demi-équation suivante : H₂O + H⁺ = H3O⁺.

IV-1. Définition du pH

Le potentiel hydrogène, ou pH, d’une solution aqueuse, est lié à la concentration en ion oxonium H₃O⁺ par la formule suivante :

pH=-\log { \frac { ([{ H }_{ 3 }{ O }^{ + }]) }{ { C }_{ 0 } }  } \Longleftrightarrow \quad [{ H }_{ 3 }{ O }^{ + }]={ C }_{ 0 }{ 10 }^{ -pH }

Avec C₀ = 1 mol.L⁻¹ la concentration de référence.

IV-2. Échelle de pH dans l’eau

Dans l’eau, la valeur du pH est comprise entre 0 et 14. Le pH central est donc 7, on l’appelle le pH neutre.

• Si 7 < pH < 14, on dit que la solution est basique (il y a davantage d’ions HO^– que d’ions H₃O⁺ en solution).
• Si 0 < pH < 7, on dit que la solution est acide (il y a davantage d’ions H₃O⁺ que d’ions HO^– en solution)

IV-3. Mesure du pH

Pour mesurer le pH d’une solution aqueuse, on peut utiliser deux méthodes:

• Du papier pH que l’on trempe dans la solution et qui indique de manière approximative son pH grâce à un code couleur.
• Un pH-mètre, appareil muni d’une sonde pH-métrique que l’on immerge dans la solution et qui indique une valeur plus précise du pH.

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