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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Chimie des Solutions : Cours -Résumés-Exercices corrigés-Examens corrigés

Une solution est constituée d’une espèce chimique majoritaire appelée solvant et d’espèces chimiques minoritaires appelées solutés. Dans le cas d’une solution aqueuse l’eau joue le rôle de solvant. La molécule H2O est polaire, elle présente de ce fait, un pouvoir dissolvant important vis-à-vis des composés ioniques et les composés polaires.

Un électrolyte est une substance chimique qui, en solution aqueuse, se dissocie en ions et permet de ce fait la conduction de courant électrique. Les ions formés sont solvatés c’est-à-dire entourés de molécules de solvant (H2O)

Tables des matières du cours Chimie des Solutions

CHAPITRE I – EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES

I- Généralités

I-1-Solution aqueuse

I-2-Electrolyte

I-3-Equilibre ionique

II- Acide, base, couple acido-basique

II-1-Définitions

II-2-Acides, bases et structure

II-3-Composé amphotère

II-4-Couple acido-basique

II-5- Equilibre ionique de l’eau : Autoprotolyse de l’eau

II-6 -Force des acides et des bases

II-6-1-Equilibre de dissociation d’un acide faible

II-6-2-Equilibre de dissociation d’une base faible

II-6-3- Relation entre Ka et Kb

II-6-4- Nivellement des acides forts et des bases fortes par le solvant.

II-6-5- Loi de dilution d’OSTWALD

II-6-6- Force relative de deux couples

III- pH de solutions aqueuse

III-1-pH d’une solution acide

III-1-a- Solution d’acide fort:

III-1-b-acide faible

III-2-pH de solution basique

III-2-a-base forte

III-2-b-base faible

III-2-c-Domaines de prédominance

III-3- Les sels

III-4- Mélange d’acides ou de bases

III-4-a-Mélange de deux acides forts

III-4-b-Mélange d’un acide fort et un acide faible

III-4-c-Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée

III-4-d- Pouvoir tampon

III-4-e- pH d’une solution d’ampholyte

IV- Indicateurs colorés

V-Dosage acido-basique

V-2-Salification d’un acide faible par une base fort

V-3-Salification d’une base faible par un acide fort

CHAPITRE II – EQUILIBRES DE SOLUBILITE – PRECIPITATION ET DE COMPLEXATION

I-Equilibre de solubilité-Précipitation

I-1-Solubilité

I-2-Expression du produit de solubilité Ks – solubilité dans l’eau pure

I-3- Condition thermodynamique de précipitation

I-4-Effet d’ions communs

I-5-Précipitations successives

I-6-Influence du pH sur la solubilité

I-6-1- cas de sels d’acides faibles

I-6-2- Cas d’hydroxydes métalliques

I-7-Effet de la température sur la solubilité

II-Equilibres de complexation

II-1-Définition d’un complexe

II-2-Constante de formation et de dissociation d’un complexe

II-3-Equilibres successifs de complexation

II-4- Complexations compétitives : prévision de réactions

II-5- Solubilité et complexation

II-6- Diagramme de prédominance complexe – ion central libre

CHAPITRE III – EQUILIBRES D’OXYDO-REDUCTION

I- Réaction d’oxydoréduction

I-1-Nombre d’oxydation

I-2-Equilibrage de réactions d’oxydo-réduction

I-3-Réaction de dismutation

II- Potentiel d’électrode

II-1-Demi-pile

II-2-Electrode

II-3-Potentiel d’électrode

II-4-Prévision du sens de la réaction d’oxydo-réduction dans les conditions standard

II-5-Loi de NERNST

III- Types d’électrodes

IV-Pile ou cellule galvanique

Enthalpie libre et constante d’équilibre d’oxydo-réduction

V- Notation conventionnelle d’une pile

VI- Pile de concentration

VII- Détermination indirecte de potentiel standard

VIII- Détermination de constantes d’équilibre

Exercice

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