Les réactions acidobasiques

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I. Le pH d’une solution aqueuse

1) Définitions

a) Le pH : potentiel hydrogène

Les domaines de pH sont :

  • une solution acide a un pH compris entre 0 et 7 ;
  • une solution neutre a un pH égal à 7,0 ;
  • une solution basique a un pH compris entre 7 et 14.

Plus le pH est bas (< 7) et plus la solution est acide. Inversement, plus le pH est élevé (> 7) et plus la solution est basique.

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b) La relation entre pH et concentration en ion H3O+

Les propriétés acides ou basiques d’une solution vont dépendre de la concentration en ion oxonium H3O+, notée [H3O+].

Le pH est donc une grandeur liée à la concentration en ion oxonium selon une relation valable entre 0 et 14 :

pH = –log [H3O+], où [H3O+] est exprimée en mol.L–1.

Inversement, la concentration en ion oxonium [H3O+] est liée au pH par :

[H3O+] = 10–pH.

Plus une solution contient des ions H3O+, plus son pH est faible.

Application

1. Le pH d’une solution est 3,5. La solution est-elle acide ou basique ?

2. Quelle est la concentration en ion oxonium [H3O+]de cette solution ?

Solution

1. Comme le pH est inférieur à 7, la solution est acide.

2. La concentration en ion oxonium se calcule avec [H3O+] = 10–pH, soit :

[H3O+] = 10–3,5 = 3,1 × 10–4 mol.L–1.

2) La mesure du pH

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Papier pH

Le pH peut être mesuré avec du papier pH en trempant un agitateur en verre dans la solution à tester et en touchant ensuite le papier pH avec l’agitateur en verre. Le papier pH prend ensuite une teinte qui correspond à un certain pH. La méthode est rapide mais peu précise : le pH est déterminé à une unité près.

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pH-mètre

Une technique plus précise consiste à utiliser un pH-mètre : il faut rincer la sonde de pH avec de l’eau déminéralisée puis l’essuyer avant de la tremper dans la solution. Il faut homogénéiser la solution pour mesurer correctement la valeur du pH. Cette méthode est plus précise : le pH est déterminé à 0,1 près.

Attention

Il faut étalonner le pH-mètre avant de l’utiliser.

II. Les acides et les bases en solution aqueuse

1) Les acides et les bases selon la théorie de Brønsted

Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+ en solution aqueuse.

Une base est une espèce chimique capable de capter un proton H+ en solution aqueuse.

Exemple

L’acide éthanoïque CH3COOH est un acide, il peut donc céder un proton H+ selon la demi-équation :

CH3COOH = CH3COO + H+.

2) Les couples acide/base

a) Définitions

Un couple acide/base comporte un acide AH et une base A. Une demi-équation lie les deux espèces chimiques :

AH = A + H+.

Les espèces AH et A sont dites conjuguées et forment le couple AH/A. La forme acide est écrite en premier dans un couple acide-base. AH et A peuvent être des molécules ou des ions : il y a simplement une différence d’un proton entre les deux.

Exemple 

L’acide méthanoïque a pour formule HCOOH. C’est un acide, il est donc possible d’écrire la demi-équation où il intervient : HCOOH = HCOO + H+.

Ainsi, l’ion méthanoate HCOO est la base conjuguée de l’acide méthanoïque.

Les deux espèces forment le couple HCOOH/HCOO.

b) Les couples acide/base importants

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La molécule d’eau fait partie de deux couples acide/base : elle peut soit capter, soit céder un proton H+.

Il faut aussi connaître l’acide chlorhydrique : H3O+ + Cl, qui est obtenu par la réaction du chlorure d’hydrogène HCl avec l’eau : HCl + H2O = Cl + H3O+.

Pour obtenir une solution aqueuse d’acide sulfurique, il faut dissoudre H2SO4, qui est un diacide pouvant réagir avec l’eau selon la réaction : H2SO4 + 2 H2O = SO42– + 2 H3O+.

3) Les réactions acido-basiques

Une réaction se produit entre l’acide AH1 d’un couple et la base A2 d’un autre couple, au cours de laquelle l’acide AH1 cède un proton à la base A2. Les produits formés sont les espèces conjuguées A1 et AH2. La réaction s’écrit alors : AH1 + A2 = A1 + AH2. Les couples acido-basiques mis en jeu sont AH1/A1 et AH2/A2. Au cours de cette réaction, il y a donc transfert de proton.

Méthode

On considère la réaction se produisant entre l’acide chlorhydrique et l’ammoniaque. Les couples acide-base sont H3O+/H2O et NH4+/NH3.

L’ammoniaque NH3, base du couple NH4+/NH3 réagit selon : NH3 + H+ = NH4+.

L’acide chlorhydrique est H3O+ + Cl. H3O+, acide du couple

H3O+/H2O réagit selon la demi-équation : H3O+ = H2O + H+.

On ajoute les deux demi-équations dans le bon sens : H3O+ + NH3 + H+ = NH4+ + H2O + H+

Le proton se simplifie de part et d’autre et on obtient : H3O+ + NH3 = NH4+ + H2O

4) Préparation d’une solution par dilution

Il est possible d’obtenir une solution aqueuse d’une espèce chimique de concentration donnée à partir d’une solution contenant la même espèce mais ayant une concentration plus importante. La solution la plus concentrée s’appelle la solution mère et la solution diluée est la solution fille.

Le volume de solution mère à prélever est obtenu avec la relation Cfille × Vfille = Cmère × Vmère, où : 

Cfille est la concentration de la solution diluée ;

Cmère est la concentration de la solution mère ;

Vfille est le volume final de la solution diluée ;

Vmère est le volume à prélever de la solution mère.

Le rapport Cmère/Cfille ou Vfille/Vmère s’appelle « facteur de dilution ». Il indique que la solution a été diluée x fois.

Pour préparer une solution aqueuse de concentration précise par dilution, il faut utiliser de la verrerie jaugée. Le mode opératoire est le suivant :

  • rincer la pipette jaugée avec la solution mère ;
  • prélever le volume de solution mère nécessaire avec la pipette jaugée munie d’une propipette ;
  • introduire le volume de solution mère dans une fiole jaugée (ayant le volume approprié) propre et remplie à moitié avec de l’eau distillée ou déminéralisée ;
  • compléter la fiole jaugée jusqu’au trait de jauge avec de l’eau déminéralisée et homogénéiser.

Lors de la dilution d’une solution acide, la concentration en ions oxonium diminue : le pH de la solution fille est donc plus élevé que celui de la solution mère. Dans le cas d’une solution basique, c’est le contraire, le pH de la solution fille est plus faible (moins basique) que celui de la solution mère.

III. L’acidification d’une eau

1) L’acidification des océans

L’acidification des océans correspond à la baisse progressive du pH des océans, liée particulièrement aux pollutions humaines. L’océan devient alors de plus en plus acide, ce qui perturbe l’écosystème océanique. Le pH de l’océan a diminué de 0,1 en une centaine d’années.

L’acidification est surtout causée par l’absorption de surplus de CO2 par les océans. Le dioxyde de carbone est en effet massivement produit par les sociétés humaines depuis la révolution industrielle : il a pour conséquence le réchauffement climatique. Cependant, un tiers du CO2 produit est absorbé par les océans. Le CO2 se dissout progressivement dans l’eau et réduit son pH.

Les conséquences sont multiples :

  • la principale est la difficulté du plancton océanique à se renouveler : si le pH est trop bas, ces espèces ne parviennent plus à structurer leurs squelettes calcaires et ont du mal à se développer. Or le plancton est à la base de l’écosystème marin car il sert de fondation à la chaîne alimentaire et contribue à l’oxygénation des océans ;
  • les coraux sont des animaux à la structure souvent calcaire, ayant du mal à croître en milieu trop acide, ce qui les rend vulnérables, perturbant tout un écosystème de poissons, d’algues et d’organismes endémiques ;
  • la biodiversité marine est affectée puisque certaines espèces sont plus fragiles en milieu plus acide, tandis que d’autres auront du mal à trouver leur nourriture…

 

2) Les pluies acides

Le dioxyde de carbone est une espèce chimique acide, qui participe au couple acide/base CO2, H2O/HCO3. La réaction avec l’eau s’écrit : CO2, H2O + H2O → HCO3 + H3O+. La solution devient alors acide.

Le dioxyde de soufre est majoritairement présent sous forme gazeuse. Il se transforme en SO3 par réaction avec le dioxygène de l’air et la lumière. Le trioxyde de soufre SO3 produit alors de l’acide sulfurique H2SO4 par hydratation avec la vapeur d’eau atmosphérique : SO3 + H2O → H2SO4. L’acide sulfurique peut réagir avec l’eau, c’est un diacide : H2SO4 + 2 H2O → 2 SO42– + 2 H3O+.

De même, le dioxyde d’azote de la pollution atmosphérique forme de l’acide nitrique (HNO3).

L’acide sulfurique et l’acide nitrique rendent les pluies acides, dont le pH, qui est de l’ordre de 4, peut atteindre 2. Ces pluies acidifient les lacs, faisant disparaître la faune et la flore, détruisent les arbres, attaquent l’acier et le béton, mettant en danger un grand nombre de monuments.

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Les pluies acides et le milieu aquatique