Force des acides et des bases

Réaction d'un acide ou d'une base avec l'eau

Autoprotolyse de l'eau

La constante d'équilibre de la réaction d'autoprotolyse de l'eau est appelée produit ionique de l'eau et notée $\rm Ke$.

$\rm \color{green}{H_2O(I)} \color{blue}{~+~} \color{red}{H_2O(I)} \color{blue}{~=~} \color{green}{H_3O^+_{(aq)}} \color{blue}{~+~} \color{red}{HO^-_{(aq)}}$

$\color{red}{\boxed{\begin{array}{ll}\color{black}{\rm Ke = [H_3O^+]_{éq} \times [HO^-]_{éq}}\\
\color{black}{\rm Ke= \color{red}{10^{-14}} \color{black}{\text{ à 25°C}}}\\
\color{black}{\rm \Rightarrow pKe = -\log (Ke) = \color{red}{14}}.\end{array}}}$

Solutions d'acide ou de base

Acides et bases forts

Un acide fort $\rm AH$ réagit totalement avec l'eau. Ces réactions sont caractérisées par une flèche simple entre les réactifs et les produits.

$\rm AH_{(aq)} + H_2O \rightarrow A^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$

Une base forte $\bf A^-$ réagit également totalement avec l'eau.

Calcul du pH :

• Le pH d'une solution d'acide fort de concentration $\rm C$ (en $\rm mol.L^{-1}$) est : $\bf pH = -\log (C)$
• Le pH d'une solution de base forte de concentration $\rm C$ (en $\rm mol.L^{-1}$) est : $\bf pH = pKe + \log (C)$

Acides et bases faibles

Un acide faible $\rm AH$ ne réagit pas totalement avec l'eau. Une base faible $\rm A^-$ ne réagit pas totalement avec l'eau non plus.

$\rm AH_{(aq)} + H_2O \leftrightarrows A^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}$

Constante d'acidité

Chaque couple acide faible / base faible est caractérisé par une grandeur sans dimension nommée constante d'acidité, notée $\bf K_A$, du couple $\rm AH / A^-$ :

$\displaystyle \rm K_A = \frac{[H_3O^+]_{eq}\cdot [A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ avec $\color{plum}{\boxed{\begin{array}{ll}\color{black}{\text{[Concentration] en } \rm mol.L^{-1}}\\
\color{black}{\rm K_A \text{ sans dimension}}\end{array}}}$

$\rm pK_A = -\log K_A$ et $\rm K_A = 10^{-pK_A}$

Solution tampon

Une solution tampon a un pH qui varie peu par addition d'une petite quantité d'acide ou de base, et par dilution modérée.

Diagrammes d'un couple

Diagramme de prédominance

Diagramme de distribution

EN RÉSUMÉ

Objectif

Comprendre la définition d'un acide et d'une base, reconnaître une réaction acido-basique, et savoir l'écrire et l'équilibrer.

Pourquoi c'est important ?

• Les réactions acido-basiques interviennent partout : chimie en solution, biochimie, industrie, environnement.
• Comprendre ces réactions permet de prédire le sens des équilibres et de calculer le pH.
• Indispensable pour les dosages acide-base.

Petit rappel

• Selon Brønsted-Lowry :
  • Acide = espèce chimique capable de donner un proton ($\mathrm{H^+}$)
  • Base = espèce chimique capable de recevoir un proton ($\mathrm{H^+}$)
• Une réaction acido-basique met en jeu un transfert de proton entre deux couples acide/base.

🪜 Les étapes pour assurer

1. Couple acide / base

• Notation : acide / base
• Exemples :
  • $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$
  • $\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}$

2. Exemple de réaction acido-basique

Réaction :

$$\mathrm{CH_3COOH + OH^- \longrightarrow CH_3COO^- + H_2O}$$

L'acide $\mathrm{CH_3COOH}$ cède un proton à la base $\mathrm{OH^-}$

On forme la base conjuguée $\mathrm{CH_3COO^-}$ et l'acide conjugué $\mathrm{H_2O}$

3. Force des acides et des bases

• Un acide fort se dissocie totalement en solution aqueuse (ex : $\mathrm{HCl}$)
• Un acide faible ne se dissocie que partiellement (ex : $\mathrm{CH_3COOH}$)
• Idem pour les bases (fortes : $\mathrm{NaOH}$, faibles : $\mathrm{NH_3}$)

4. pH et relation avec [$\mathrm{H_3O^+}$]

Pour une solution aqueuse :

$$\mathrm{pH} = -\log_{10}[\mathrm{H_3O^+}]$$

À 25°C :

• Acide : pH < 7
• Neutre : pH = 7
• Basique : pH > 7

5. Constante d'acidité ($K_a$) et $pK_a$

Pour un acide faible $\mathrm{HA}$ :

$$K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$$

$$pK_a = -\log_{10}(K_a)$$

Plus $pK_a$ est petit plus l'acide est fort.

❌ On évite absolument

• Confondre acide et base conjugués.
• Mélanger les définitions de Brønsted et celles de Lewis (concept différent).
• Oublier que l'eau peut jouer le rôle d'acide ou de base (amphotère).

✅ On valide

• Identifier les deux couples acide/base impliqués.
• Vérifier que le transfert de proton est équilibré.
• Utiliser le $pK_a$ pour comparer les forces relatives

Le petit + à retenir

 

Objectif

Comprendre ce qu'est une réaction d'oxydo-réduction, savoir identifier oxydant et réducteur, et équilibrer les équations.

Pourquoi c'est important ?

• Essentiel pour comprendre les réactions dans les piles, batteries, électrolyses.
• Permet d'analyser les transformations chimiques en chimie minérale, organique et biochimie.
• Utilisé dans l'industrie (corrosion, galvanoplastie, traitement des métaux).

Petit rappel

• Une réaction d'oxydo-réduction (ou redox) est un échange d'électrons entre deux espèces chimiques.
• Elle se compose de deux demi-équations :
  • Oxydation : perte d'électrons ($\mathrm{e^-}$)
  • Réduction : gain d'électrons
• Oxydant : espèce qui capte des électrons (se réduit)
• Réducteur : espèce qui cède des électrons (s'oxyde)

🪜 Les étapes pour assurer

1. Identifier oxydant et réducteur

• Oxydant : forme oxydée d'un couple rédox, capte $\mathrm{e^-}$
• Réducteur : forme réduite d'un couple rédox, cède $\mathrm{e^-}$
• Couple rédox : Ox/Red

Exemple 

$\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$

2. Équilibrer une équation

Méthode en 5 étapes

Étape 1 : Écrire les deux demi-équations (oxydation et réduction).

Étape 2 : Équilibrer les atomes autres que H et O.

Étape 3 : Équilibrer les O avec $\mathrm{H_2O}$.

Étape 4 : Équilibrer les H avec $\mathrm{H^+}$.

Étape 5 : Équilibrer les charges avec des électrons $\mathrm{e^-}$.

Exemple 

Réaction entre Zn et Cu²⁺

1. Oxydation

$$\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}$$

2. Réduction

$$\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}$$

3. Addition

$$\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$$

3. Milieu basique

Après équilibrage en milieu acide, ajouter $\mathrm{OH^-}$ de part et d'autre pour neutraliser les $\mathrm{H^+}$ et former $\mathrm{H_2O}$.

❌ On évite absolument

• Mélanger les demi-équations sans équilibrer les électrons.
• Oublier les molécules d'eau ou d'ions $\mathrm{OH^-/H^+}$ selon le milieu
• Adapter la méthode au milieu (acide ou basique).

✅ On valide

• Toujours équilibrer les atomes puis les charges.
• Vérifier que le nombre d'électrons perdus = nombre d'électrons gagnés.
• Adapter la méthode au milieu (acide ou basique).

Le petit + à retenir