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Chapitre 1


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1
Notions d'acides et de bases (⇧)


A
Définition

Selon Brönsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs ions hydrogène H+\text{H}^+. Une base, quant à elle, est une espèce capable de capter un ou plusieurs ion(s) hydrogène.


Exemples :
Le sulfure de dihydrogène H2S\text{H}_2\text{S} (doc. 1) est un acide car il peut libérer un ion hydrogène selon la réaction d’équation :
H2S(aq)⇄HS−(aq)+H+\text{H}_2\text{S}\text{(aq)} \rightleftarrows \text{HS}^-\text{(aq)} + \text{H}^+

L’ammoniac NH3\text{NH}_3 est une base car elle peut capter un proton :
NH3(aq)+H+⇄NH4+(aq)\text{NH}_3 \text{(aq)} + \text{H}^+ \rightleftarrows \text{NH}^{+}_4\text{(aq)}

Une espèce amphotère est une espèce possédant à la fois des propriétés acides et basiques.


Exemple :
H2O\text{H}_2\text{O} est un acide car H2O(l)⇄HO−(aq)+H+\text{H}_2\text{O}\text{(l)} \rightleftarrows \text{HO}^-\text{(aq)} + \text{H}^+, mais aussi une base car H2O(l)+H+⇄H3O+(aq)\text{H}_2\text{O}\text{(l)} + \text{H}^+ \rightleftarrows \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} donc H2O\text{H}_2\text{O} est une espèce amphotère.

B
Couple acide-base

Un acide et une base sont dits « conjugués » s’ils sont reliés par une équation de la forme :
AH(aq)⇄A−(aq)+H+\text{AH}\text{(aq)} \rightleftarrows \text{A}^-\text{(aq)} + \text{H}^+
Un acide conjugué et une base conjuguée forment un couple acide-base. Le couple est noté : AH(aq)/A−(aq)\text{AH}\text{(aq)}/\text{A}^-\text{(aq)}.


Exemples de couples :
H2S(g)/HS−(aq)\text{H}_2\text{S}\text{(g)/HS}^-\text{(aq)}, H2O(l)/HO−(aq)\text{H}_2\text{O(l)/HO}^-\text{(aq)} et H3O+(aq)/H2O(l)\text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)/H}_2\text{O(l)}.

C
Modélisation d’une réaction acide-base

Une réaction acide-base est un échange de protons entre une espèce acide d’un couple et une espèce basique d’un autre couple.

La réaction acide-base met donc en jeu deux couples acide-base.

Exemple de la réaction limitée entre l’eau H2O\text{H}_2\text{O} et l’ammoniac NH3\text{NH}_3 :
H2O(l)/HO−(aq) : H2O (l)⇄HO−(aq) +H+\text{H}_2\text{O(l)/HO}^-\text{(aq) : H}_2\text{O (l)} \rightleftarrows \text{HO}^- \text{(aq) }+ \text{H}^+
NH4+(aq) /NH3(aq) : NH3(aq)+H+⇄NH4+(aq)\text{NH}^+_4 \text{(aq) /NH}_3\text{(aq) : NH}_3 \text{(aq)} + \text{H}^+ \rightleftarrows \text{NH}^+_4 \text{(aq)}

La réaction acide-base a pour équation :
H2O(l)+NH3(aq)⇄HO−(aq)+NH4+(aq)\text{H}_2\text{O(l)} + \text{NH}_3 \text{(aq)} \rightleftarrows \text{HO}^-\text{(aq)} + \text{NH}^+_4\text{(aq)}

Doc. 1
Sources chaudes

Sources chaudes d’origine volcanique


► Les sources chaudes d’origine volcanique sont acidifiées par les émanations soufrées.

Éviter les erreurs

➜ Attention à ne pas confondre les acides et les bases avec les oxydants et réducteurs qui mettent en jeu des échanges d’électrons.

➜ Un couple acide‑base s’écrit toujours sous la forme : AH/A−\text{AH/A}^- avec AH\text{AH} l’acide et A−\text{A}^- la base.

Vocabulaire

Acide

Amphotère

Base

Réaction acide-base



Acide : espèce capable de céder un (ou plusieurs) proton(s).

Amphotère : possédant un caractère acide et basique.

Base : espèce capable de capter un (ou plusieurs) proton(s).

Réaction acide-base : réaction impliquant un échange de protons entre l’acide et la base.

Doc. 2
Galeries acides

Galeries acides

► Roches calcaires creusées par le passage des eaux acides.

Pas de malentendu

➜ Un acide ne peut réagir qu’avec une base.
➜ La formule CO2\text{CO}_2, H2O\text{H}_2\text{O} signifie que CO2\text{CO}_2 en solution n’existe qu’associé à une molécule d’eau. La formule compacte H2CO3\text{H}_2\text{CO}_3 ne permet pas de le voir.

Supplément numérique

Retrouvez une explication des transformations acido-basique en vidéo :

Matthieu Colombel, Laissemoitaider

Matthieu Colombel, Laissemoitaider

2
Structure et caractère acide ou basique (⇧)


A
Libération des ions H+\text{H}^+

Pour libérer un ion H+\text{H}^+, la liaison entre un atome d’hydrogène et le reste de la molécule doit être fortement polarisée et l’atome d’hydrogène doit porter une charge partielle positive.
Plus la liaison R−H\text{R} - \text{H} est polarisée, plus l’atome d’hydrogène peut être facilement libéré et capté par une base.

Exemples de liaisons polarisées :
H−O ;H−N ;H−Cl ;H−Br ;H−I\text{H} - \text{O} \:; \text{H} - \text{N} \:; \text{H} - \text{Cl} \:; \text{H} - \text{Br} \:; \text{H} - \text{I}

B
Cas des acides carboxyliques

Les acides carboxyliques sont des molécules organiques possédant un groupe carboxyle.

Le groupe carboxyle possède un atome d’hydrogène mobile qui lui confère un caractère acide.

La demi-équation acide-base est :

R−COOH(aq)⇄R−COO−(aq)+H+\text{R} - \text{COOH(aq)} \rightleftarrows \text{R}-\text{COO}^-\text{(aq)} + \text{H}^+

où R−COO−(aq)\text{R} - \text{COO}^-\text{(aq)} (ion carboxylate) est la base conjuguée de R−COOH(aq)\text{R} - \text{COOH(aq)} (acide carboxylique).

acides carboxyliques
acides carboxyliques


Exemple :
CH3COOH(aq)/CH3COO−(aq)\text{CH}_3\text{COOH(aq)}/\text{CH}_3\text{COO}^-\text{(aq)} : acide éthanoïque/ion éthanoate

C
Cas des amines

Une amine est un composé organique dérivé de l’ammoniac dont au moins un atome d’hydrogène a été remplacé par un groupe carboné.

Exemple : la méthylamine
La liaison N−H\text{N} - \text{H} est polarisée : les amines peuvent donc être acides. Or, cet aspect acide est peu prononcé. En revanche, l’atome d’azote électronégatif possède un doublet non liant susceptible de capter un ion H+\text{H}^+ pour former un ion ammonium.

Methylamine

Les amines sont donc surtout des bases.


Exemple :
Ion méthylammonium/méthylamine
Ion méthylammonium/méthylamine

Doc. 3
Polarisation d’une liaison

Polarisation d’une liaison

Les zones les plus grises représentent les régions de l’espace où les électrons de la liason covalente ont la plus grande probabilité de se trouver.

Éviter les erreurs

➜ Un atome d’hydrogène lié à un atome de carbone n’a pas de caractère acide car la liaison C−H\text{C} - \text{H} est très faiblement polarisée.

Doc. 4
Acide formique

Polarisation d’une liaison

► L’acide méthanoïque HCOOH\text{HCOOH}, dit acide formique, est produit par les fourmis. Sa base conjuguée est l’ion méthanoate HCOO−\text{HCOO}^-. Le second atome d’hydrogène, lié à l’atome de carbone, n’est pas susceptible d’être libéré.

Vocabulaire

  • Classe des amines :

    • Les amines

    Pas de malentendu

    ➜ Dans une formule, R\text{R} représente une chaîne carbonée quelconque qui prolonge la molécule.

    3
    Lien entre acidité et pH\textbf{pH}     (⇧)


    A
    Définition du pH\textbf{pH}

    En solution aqueuse, le pH\text{pH} est défini à partir de la relation suivante :

    pH=−log⁡([H3O+]c∘)\text{pH}=-\log \left(\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]}{c^{\circ}}\right)
    [H3O+][\text{H}_3\text{O}^+] : concentration en ion oxonium (mol·L-1)
    c°c° : concentration standard égale à c°=1c° = 1 mol·L-1

    Réciproquement, on a donc toujours :

    [H3O+]=c°⋅10−pH[\text{H}_3\text{O}^+] = c°· 10^{-\text{pH}}

    Plus la concentration en ion oxonium est élevée, et plus le pH\text{pH} est faible.
    pH

    B
    pH\textbf{pH} et dilution

    Lors d’une dilution, on note FF le facteur de dilution correspondant au rapport entre les concentrations de la solution mère cmeˋrec_\text{mère} et de la solution fille cfillec_\text{fille}, exprimées en (mol·L-1) :

    F=cmeˋrecfilleF = \dfrac{c_{\text{mère}}} {c_{\text{fille}}}

    Pour une solution d’acide fort, en considérant les concentrations en ion oxonium H3O+(aq)\text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) et une dilution raisonnable, on a :

    pHfille=−log⁡([H3O+]fillec∘)\text{pH}_{\text{fille}} = -\log \left(\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{fille}}}{c^{\circ}}\right)
    pHfille=−log⁡([H3O+]meˋreF⋅c∘)\mathrm{pH}_{\mathrm{fille}}=-\log \left(\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{mère}}}{F \cdot c^{\circ}}\right)
    pHfille=log⁡(F)−log⁡([H3O+]meˋrec∘)\mathrm{pH}_{\mathrm{fille}}=\log (F)-\log \left(\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{mère}}}{c^{\circ}}\right)
    pHfille=log⁡(F)+pHmeˋre\mathrm{pH}_{\mathrm{fille}}=\log (F)+\mathrm{pH}_{\mathrm{mère}}


    Exemple :
    Si F=10F = 10, alors :
    pHfille=log(F)+pHmeˋre\text{pH}_{\text{fille}} = \text{log}(F) + \text{pH}_{\text{mère}}
    pHfille=1+pHmeˋre\text{pH}_{\text{fille}} = 1 + \text{pH}_{\text{mère}}

    C
    Sécurité lors de dilutions

    La réaction entre un acide et une base est exothermique : elle dégage de la chaleur (doc. 6). Pour éviter les projections corrosives lors d’une dilution, il est préférable de verser d’abord le solvant puis l’acide (ou la base) concentré(e). ➜ Fiche méthode 12, p. 590

    Doc. 5
    Soda acide

    Soda acide

    ► Le pH\text{pH} de ce soda est égal à 2,6. On en conclut que :
    [H3O+]=c°⋅10−pH[\text{H}_3\text{O}^+] = c° \cdot 10^{-\text{pH}}
    AN : [H3O+]=1×10−2,6[\text{H}_3\text{O}^+] = 1 \times 10^{-2{,}6}
    [H3O+]=2,5×10−3[\text{H}_3\text{O}^+] = 2{,}5 \times 10^{-3} mol·L-1

    Éviter les erreurs

    ➜ « log » représente la fonction logarithme décimal. Sur la calculatrice, ne pas la confondre avec le logarithme népérien « ln ».

    log

    Pas de malentendu

    ➜ Les ions H+\text{H}^+ n’existent pas seuls en solution aqueuse. Ils s’associent avec H2O(l)\text{H}_2\text{O(l)} au cours d’une réaction pour former H3O+(aq)\text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} selon la demi-équation :
    H2O(l)+H+⇆H3O+(aq)\text{H}_2\text{O}(\text{l}) + \text{H}^+ \leftrightarrows \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq})

    Doc. 6
    Mélange exothermique

    Solution basique d’hydroxyde de sodium et d’acide chlorhydrique

    ► La photographie montre un mélange d’une solution basique d’hydroxyde de sodium et d’acide chlorhydrique. La réaction entre les ions H3O+(aq)\text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} et HO−(aq)\text{HO}^-\text{(aq)} qui s’y produit est exothermique, c’est-à-dire qu’elle libère de l’énergie.

    Supplément numérique

    Retrouvez une explication du pH\text{pH} en vidéo :

    Matthieu Colombel, Laissemoitaider

    Matthieu Colombel, Laissemoitaider
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