Transformations acide-base et pH

Acide

Un acide au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de céder au moins un ion $\rm H^+$ (ou proton). On a : $\rm AH_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H^+_{(aq)}$.

Exemple d'acide

Acide éthanoïque $\rm CH_3COOH_{(aq)}$, acide chlorhydrique $\rm H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$

Base

Une base au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de capturer un proton. On a : $\rm A^- + H^+ \rightarrow AH$.

Exemple de base

Ammoniac $\rm NH_{3_{(aq)}}$, hydroxyde de sodium $\rm Na^+_{(aq)} + HO^-_{(aq)}$

Couple acide / base

Un couple acido-basique noté $\rm AH / A^-$ est constitué d'un acide $\rm AH$ et d'une base $\rm A^-$ liés par l'équation de l'équilibre de Brönsted : $\rm AH \Leftrightarrow H^+ + A^-$

Réactions acide / base

Une réaction acido-basique se produit lorsqu'un acide d'un couple (couple 1) cède un proton à la base d'un autre couple (couple 2). On peut écrire $\rm Acide_1 + Base_2 \Leftrightarrow Base_1 + Acide_2$

Exemple

On mélange de l'acide éthanoïque $\rm (CH_3COOH)$ avec de l'hydroxyde de sodium $\rm (Na^+ + HO^-)$. L'acide cède un proton à l'ion hydroxyde : $\rm CH_3COOH \Leftrightarrow H^+ + CH_3COO^-$. L'ion hydroxyde capte alors ce proton : $\rm HO^- + H^+ \Leftrightarrow H_2O$. L'équation de cette réaction est donc : $\rm CH_3COOH + HO^- \Leftrightarrow CH_3COO^- + H_2O$

Couples à connaître

Couple des acides carboxyliques

Un acide carboxylique de formule $\rm RCO_2H$ cède un ion $\rm H^+$ pour former un ion carboxylate $\rm RCO_2^-$ selon l'équation $\rm RCO_2H = RCO_2^- + H^+$

Couple des amines

Ion ammonium/amine $\rm RNH{_3^+}_{(aq)} / RNH_{2_{(aq)}}$

Couple acide carbonique / ion hydrogénocarbonate

$\rm CO_2$, $\rm H_2O_{(aq)} / HCO{_3^-}_{(aq)}$

Espèce amphotère

Une espèce amphotère est à la fois l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.

Exemple

$\rm H_2O / HO^-$ et $\rm H_3O^+ / H_2O$

Schéma de Lewis

Dans la molécule d'acide carboxylique, le départ de l'atome d'hydrogène $\rm H$ lié à l'atome d'oxygène est favorisé par la différence d'électronégativité entre $\rm O (\chi= 3,4)$ et $\rm H (\chi= 2,2)$.

pH d'une solution

Le pH d'une solution est mesuré avec un pH-mètre. Le pH augmente si la concentration en ions oxonium diminue et inversement.

$\displaystyle \rm pH = - \log \left(\frac{[H_3O^+]}{c°}\right)$ avec $\rm pH$ sans unité, $\rm c°$ concentration standard $\rm c° = 1~mol.L^{-1}$, $\rm [H_3O^+]$ concentration en quantité d'ions oxonium en $\rm mol.L^{-1}$.

$\rm[H_3O^+] = 10^{-pH} \times c°$

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