Modélisation des transformations acide‑base

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

Exemples :
Le sulfure de dihydrogène ${\text{H}}_2\text{S}$ (

doc. 1

) est un acide car il peut libérer un ion hydrogène selon la réaction d'équation :

L'ammoniac ${\text{NH}}_3$ est une base car elle peut capter un proton :
Une espèce amphotère est une espèce possédant à la fois des propriétés acides et basiques.

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

Un acide et une base sont dits « conjugués » s'ils sont reliés par une équation de la forme :

$\text{AH}\text{(aq)}\rightleftarrows {\text{A}}^{-}\text{(aq)}+{\text{H}}^{+}$

Un acide conjugué et une base conjuguée forment un couple acide-base. Le couple est noté : $\text{AH}\text{(aq)}/{\text{A}}^{-}\text{(aq)}.$

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

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 ${\text{H}}_2\text{O}$ et l'ammoniac ${\text{NH}}_3$ :
${\text{H}}_2{\text{O(l)/HO}}^{-}{\text{(aq) : H}}_2\text{O (l)}\rightleftarrows {\text{HO}}^{-}\text{(aq) }+{\text{H}}^{+}$
${\text{NH}}_4^{+}{\text{(aq) /NH}}_3{\text{(aq) : NH}}_3\text{(aq)}+{\text{H}}^{+}\rightleftarrows {\text{NH}}_4^{+}\text{(aq)}$

La réaction acide-base a pour équation :

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

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 : ${\text{AH/A}}^{-}$ avec $\text{AH}$ l'acide et ${\text{A}}^{-}$ la base.

Roches calcaires creusées par le passage des eaux acides.

Pour libérer un ion ${\text{H}}^{+}$, 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 $\text{R}-\text{H}$ est polarisée, plus l'atome d'hydrogène peut être facilement libéré et capté par une base.

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

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 :

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

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

Créditslelivrescolaire.fr

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

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 $\text{N}-\text{H}$ 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 ${\text{H}}^{+}$ pour former un ion ammonium.


Les amines sont donc surtout des bases.

Exemple :
Ion méthylammonium/méthylamine

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.

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

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

Classe des amines :

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

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

$\text{pH}=-\log \left(\frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{c^{\circ }}\right)$

$[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]$ : concentration en ion oxonium (mol·L^-1)
$c°$ : concentration standard égale à $c°=1$ mol·L^-1

Réciproquement, on a donc toujours :

$[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]=c°\cdot 10^{-\text{pH}}$
Plus la concentration en ion oxonium est élevée, et plus le $\text{pH}$ est faible.

Lors d'une dilution, on note $F$ le facteur de dilution correspondant au rapport entre les concentrations de la solution mère $c_{\text{meˋre}}$ et de la solution fille $c_{\text{fille}}$, exprimées en (mol·L^-1) :


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

${\text{pH}}_{\text{fille}}=-\log \left(\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}_{\mathrm{fille}}}{c^{\circ }}\right)$
${\mathrm{pH}}_{\mathrm{fille}}=-\log \left(\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}_{\mathrm{m}\grave{\mathrm{e}}\mathrm{re}}}{F\cdot c^{\circ }}\right)$
${\mathrm{pH}}_{\mathrm{fille}}=\log (F)-\log \left(\frac{{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}_{\mathrm{m}\grave{\mathrm{e}}\mathrm{re}}}{c^{\circ }}\right)$
${\mathrm{pH}}_{\mathrm{fille}}=\log (F)+{\mathrm{pH}}_{\mathrm{m}\grave{\mathrm{e}}\mathrm{re}}$

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

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

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

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

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

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

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