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

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

$\quad\circ\quad$ 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 : $AH_{(aq)} \rightleftharpoons A^-_{(aq)} + H^+$ et $B^-_{(aq)} + H^+ \rightleftharpoons BH_{(aq)}$

$\quad\circ\quad$ 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 : $AH_{(aq)} + B^-_{(aq)} \rightleftharpoons A^-_{(aq)} + BH_{(aq)}$ (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

$\bullet\quad$ 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 , par exemple pour les acides carboxyliques, dont le groupe carboxyle confère un caractère acide.

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 (liste non exhaustive)

1. Quelques acides

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

$\quad\circ\quad$ Il se dissocie totalement avec l'eau selon la réaction $HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-$ , 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 $HNO_3 + H_2O \rightarrow H_3O^+ + NO_3^-$ .

$\quad\circ\quad$ 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 =}