I. Acides et bases

1. Définition

D'après la théorie de Brönsted (J. Brönsted, $1879-1947$ ) :

$\bullet\quad$ Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton $H^+$ .

$\bullet\quad$ Une base est une espèce chimique capable de capter un proton $H^+$ .

$\bullet\quad$ Une espèce indifférente (ou spectatrice) est une espèce chimique qui ne réagit pas en solution aqueuse : elle ne peut donc ni céder, ni capter un proton $H^+$ (par exemple : $Na^+$ , $Cl^-$ ).

2. Couples acide-base

$\bullet\quad$ Un couple acide/base est l'ensemble de l'acide $A$ et de la base $B$ qui se correspondent par transfert d'un proton $H^+$ suivant la demi-équation :

$\boxed{AH_{(aq)} \rightleftharpoons A^-_{(aq)} + H^+}$

$\bullet\quad$ Exemple : couple acide éthanoïque (ou acétique) / ion éthanoate (ou acétate) $CH_3COOH/CH_3-COO^-$ :

$CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3-COO^- + H^+$

$\bullet\quad$ Remarque : lorsque qu'une transformation chimique est supposée non totale, une double flèche $\rightleftharpoons$ (voire le signe égal $=$ ) est utilisée dans l'équation-bilan, et ce afin de préciser l'état d'équilibre de cette transformation.

3. Transformation (ou réaction) acido-basique

$\bullet\quad$ Une transformation (ou réaction) acido-basique est un transfert d'un proton $H^+$ entre un acide et une base de deux couples différents. Les produits sont les formes conjuguées des réactifs.

$\bullet\quad$ Soit un couple acide-base ( $AH/A^-$ ). On passe de l'un à l'autre par gain ou perte d'un proton :

$\quad\circ\quad$ Si l'acide est le réactif alors la demi-équation sera $AH_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} +H^+$ .

$\quad\circ\quad$ Si la base est le réactif alors la demi-équation sera $A^-_{(aq)} + H^+ \rightarrow AH_{(aq)}$ .

$\quad\circ\quad$ Lors d'une réaction acido-basique, il y a deux couples acide-base qui interviennent, ( $AH/A^-$ ) et ( $BH/B^-$ ). L'acide d'un couple réagit avec la base du deuxième couple.

$\bullet\quad$ On fait réagir l'acide $AH$ avec la base $B^-$ :

$\quad\circ\quad$ En écrivant les 2 demi-équations acido-basiques, on obtient : $AH_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H^+$ et $B^-_{(aq)} + H^+ \rightarrow BH_{(aq)}$

$\quad\circ\quad$ L'acide $AH$ va donc libérer un proton $H^+$ et la base $B^-$ va récupérer ce proton.

$\quad\circ\quad$ Il va donc y avoir formation de la base $A^-$ et de l'acide $BH$ .

$\quad\circ\quad$ Donc l'équation de la réaction sera : $AH_{(aq)} + B^-_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + BH_{(aq)}$ (on ne fait pas figurer le proton transféré dans l'équation)

$\bullet\quad$ Exemple : réaction de l'acide acétique avec l'eau ;

$\quad\circ\quad$ Les couples en jeu sont $CH_3COOH/CH_3-COO^-$ et $H_3O^+/H_2O$ ;

$\quad\circ\quad$ L'équation de cette réaction est $CH_3COOH + H_2O = CH_3-COO^- + H_3O^+$ .

II. Structure et caractère acide ou basique

1. Libération d'un proton $H^+$

$\bullet\quad$ Pour libérer un proton $H^+$ , la liaison entre un atome d'hydrogène et le reste de l'espèce chimique doit être fortement polarisée. En outre, l'atome d'hydrogène doit porter une charge partielle positive.

$\bullet\quad$ Exemples de liaisons polarisées : $H-O$ ; $H-N$ ; $H-Cl$ ; $H-Br$ ou encore $H-I$ .

$\bullet\quad$ Pour plus de détails, il est recommandé de réviser la fiche suivante :

Electronégativité, liaison polarisée et polarité d'une molécule

$\bullet\quad$ En particulier, il est nécessaire de savoir représenter le schéma de Lewis et la formule semi-développée des espèces chimiques suivantes :

$\quad\circ\quad$ Les acides carboxyliques, dont le groupe carboxyle confère un caractère acide ;

$\quad\circ\quad$ Les amines et notamment l'ion ammonium.

2. Les ampholytes (ou espèces amphotères)

$\bullet\quad$ Définition :

On dit d'une espèce chimique qu'elle est amphotère si elle peut jouer à la fois le rôle d'acide et le rôle de base.

$\bullet\quad$ Exemples :

$\quad\circ\quad$ L'eau est un ampholyte car il appartient, en tant qu'acide, au couple $(H_2O/HO^-)$ et en tant que base au couple $(H_3O^+/H_2O)$ ;

$\quad\circ\quad$ Il en existe d'autres comme l'hydrogénocarbonate (acide du couple $(HCO_3^-/CO^{2-}_3)$ et la base du couple $(CO_2,H_2O/HCO_3^-)$ , etc.

3. Un indicateur coloré : le $BBT$

$\bullet\quad$ Le bleu de bromothymol ( $BBT$ ) forme un couple acide-base particulier car l'acide et la base conjuguée n'ont pas la même couleur.

$\bullet\quad$ Le $BBT$ sert à savoir si l'on a affaire à une solution acide ou basique :

$\quad\circ\quad$ Si la solution est acide alors le $BBT$ aura une couleur jaune.

$\quad\circ\quad$ Si la solution est basique alors le $BBT$ aura une couleur bleu.

$\bullet\quad$ Le couple d'un indicateur coloré est noté ( $InH/In^-$ ), $InH$ pour la couleur jaune et $In^-$ pour la couleur bleue.

$\quad\circ\quad$ Si le $BBT$ rencontre un acide, l'équation de la réaction sera $AH+In^- \rightarrow A^-+InH$ .

$\quad\circ\quad$ Si le $BBT$ rencontre une base, l'équation de la réaction sera $A^-+InH \rightarrow AH+In^-$ .

III. Le $pH$ et sa mesure

1. Définition et mesure du $pH$

$\textcolor{purple}{\text{a. Notion de pH}}$

$\bullet\quad$ Le $pH$ d'une solution est un nombre lié à la concentration des ions oxonium $H_3O^+$ (ou hydronium) de cette solution par la relation :

$\small\boxed{ pH = -\log \left(\dfrac{[H_{3}O^+]}{c^o} \right) \Leftrightarrow [H_{3}O^+] = c^o \times 10^{-pH}}$

avec :

$\quad\circ\quad$ $[H_{3}O^+]$ la concentration en ion oxonium ou hydronium (en $mol.L^{-1}$ ) ;

$\quad\circ\quad$ $c^o = 1,0 ~ mol.L^{-1}$ la concentration standard.

$\bullet\quad$ Remarque : la formule fournie n'est valide qu'en solutions diluées ( $0,01~ mol.L^{-1}$ au plus).

$\textcolor{purple}{\text{b. Mesure du pH}}$

On utilise un pH-mètre correctement étalonné : on obtient alors une valeur de pH à $0,05$ près.

2. Sécurité de manipulation pour les acides et les bases

$\bullet\quad$ La transformation entre un acide et une base est exothermique.

$\bullet\quad$ Ainsi, pour éviter les projections, il est préférable de commencer par verser le solvant (l'eau par exemple) puis l'acide ou la base concentrée.

IV. Quelques acides et bases

1. Quelques acides

$\bullet\quad$ Le chlorure d'hydrogène $HCl$ :

$\quad\circ\quad$ Il se dissocie totalement avec l'eau selon la réaction $HCl + H_2O = H_3O^+ + Cl^-$ , c'est donc un acide fort.

$\quad\circ\quad$ La solution s'appelle acide chlorhydrique et contient $H_3O^+$ et $Cl^-$ (et non $HCl)$ . En effet, $Cl^-$ est un ion spectateur (= ne réagit pas sur l'eau) : c'est l'ion chlorure.

$\bullet\quad$ L'acide nitrique $HNO_3$ :

$\quad\circ\quad$ C'est un acide fort : il réagit totalement avec l'eau selon la réaction $HNO_3 + H_2O = H_3O^+ + NO_3^-$ .

$\quad\circ\quad$ Une solution d'acide nitrique contient $H_3O^+$ et $NO_3^-$ et non $HNO_3$ . En effet, $NO3^-$ est un ion spectateur (= ne réagit pas sur l'eau) : c'est l'ion nitrate.

$\bullet\quad$ L'acide sulfurique $H_2SO_4$ :

$\quad\circ\quad$ Au lycée, on peut considérer l'acide sulfurique comme un diacide fort.

$\quad\circ\quad$ Il réagit totalement avec l'eau selon la réaction $H_2SO_4 + 2H_2O = 2H_3O^+ + SO_4^{2-}$ .

$\quad\circ\quad$ Une solution d'acide sulfurique contient $H_3O^+$ et $SO_4^{2-}$ et non $H_2SO_4$ .

$\quad\circ\quad$ Attention : une mole de $H_2SO_4$ produit $2$ moles de $H_3O^+$ et $SO_4^{2-}$ est l'ion sulfate.

$\quad\circ\quad$ Remarque : le couple acide base correspondant à une solution d'acide fort dans l'eau est $H_3O^+/H_2O$ .

$\bullet\quad$ L'acide éthanoïque $CH_3COOH$ :

$\quad\circ\quad$ $CH_3COOH$ est l'acide du couple $CH_3COOH/CH_3COO^-$ .

$\quad\circ\quad$ C'est un acide faible : il réagit ne réagit pas totalement avec l'eau. L'équation de la réaction est $CH_3COOH + H_2O = CH_3COO^- + H_3O^+$ .

$\quad\circ\quad$ Une solution d'acide éthanoïque contient $H_3O^+$ , $CH_3COOH$ , $CH_3COO^-$ et $CH_3COO^-$ est l'ion acétate.

$\bullet\quad$ L'acide benzoïque $C_6H_5COOH$ :

$\quad\circ\quad$ $C_6H_5COOH$ est l'acide du couple $C_6H_5COOH/C_6H_5COO^-$ .

$\quad\circ\quad$ C'est un acide faible : il réagit ne réagit pas totalement avec l'eau. L'équation de la réaction s'écrit $C_6H5COOH + H_2O = C_6H_5COO^- + H_3O^+$ .

$\quad\circ\quad$ Une solution d'acide benzoïque contient $H_3O^+$ , $C_6H_5COOH$ , $C_6H_5COO^-$ et $C_6H_5COO^-$ est l'ion benzoate.

$\bullet\quad$ Remarque : l'acide phosphorique, le dioxyde de carbone dissous et l'ion ammonium dans une solution aqueuse sont également des acides faibles.

2. Quelques bases

$\bullet\quad$ Les hydroxydes de sodium ( $NaOH$ ) ou de potassium ( $KOH$ ) :

$\quad\circ\quad$ Les hydroxydes se dissocient totalement dans l'eau.

$\quad\circ\quad$ Ces solutions ne contiennent que $Na^+$ et $HO^-$ ou $K^+$ et $HO^-$ , où $Na^+$ et $K^+$ sont des ions indifférents.

$\quad\circ\quad$ Le couple acide base correspondant à une solution de base forte dans l'eau est $H_2O/HO^-$ .

$\bullet\quad$ L'ammoniac $NH_3$ :

$\quad\circ\quad$ Le gaz ammoniac se dissocie dans l'eau selon la réaction $NH_3 + H_2O = NH_4^+ + HO^-$ .

$\quad\circ\quad$ La réaction n'est pas totale avec l'eau car l'ammoniac est une base faible.

$\quad\circ\quad$ Le couple acide/base correspondant est $NH_4^+/NH_3$ .

$\quad\circ\quad$ Une solution d'ammoniac dans l'eau contient $NH_3$ , $NH_4^+$ et $NH_4^+$ est l'ion ammonium.

$\bullet\quad$ Remarque : les ions carbonate et phosphate en solution aqueuse sont également des bases faibles.

_{= Merci à}_coriolan_et_Skops_{pour avoir contribué à l'élaboration de cette fiche =}