* D'après la théorie de Brönsted (J. Brönsted, 1879-1947) :
Acide et base
Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H+.
Une base est une espèce chimique capable de capter un proton H+.
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
Couple acide/base
Un couple acide/base est l'ensemble de l'acide et de la base qui se correspondent par transfert d'un proton
suivant la demi-équation :
Une 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.
* Soit un couple acide-base (AH/A-). On passe de l'un à l'autre par gain ou perte d'un proton.
Si l'acide est le réactif alors la demi-équation sera .
Si la base est le réactif alors la demi-équation sera .
* 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.
* On fait réagir l'acide AH avec la base B- :
en écrivant les 2 demi-équations acido-basiques, on obtient : et ;
l'acide AH va donc libérer un proton H+ et la base B- va récupérer ce proton.
il va donc y avoir formation de la base A- et de l'acide BH.
Donc l'équation de la réaction sera :
(on ne fait pas figurer le proton transféré dans l'équation)
*Exemple : réaction de l'acide acétique avec l'eau ;
Les couples en jeu sont CH3COOH/CH3-COO- et H3O+/H2O ;
L'équation de cette réaction est CH3COOH + H2O = CH3-COO- + H3O+.
II. Structure et caractère acide ou basique
1. Libération d'un proton H+
* Pour libérer un proton H+, la liaison entre un atomes 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.
*Exemples de liaisons polarisées : H-O ; H-N ; H-Cl ; H-Br ou encore H-I.
* Pour plus de détails, il est recommandé de réviser la fiche suivante :
* En particulier, il est nécessaire de savoir représenter le schéma de Lewis
et la formule semi-développée des espèces chimiques suivantes :
Les acides carboxyliques, dont le groupe carboxyle confère un caractère acide ;
Les amines et notamment l'ion ammonium.
2. Les ampholytes (ou espèces amphotères)
Définition
On dit d'une espèce chimique qu'elle est amphotère si elle peut jouer à la fois le rôle d'acide et le rôle de base.
*Exemples :
l'eau est un ampholyte car il appartient, en tant qu'acide, au couple
et en tant que base au couple ;
il en existe d'autres comme l'hydrogénocarbonate (acide du couple et la base du couple
), etc.
3. Un indicateur coloré : le BBT
* Le bleu de bromothymol forme un couple acide-base particulier car l'acide et la base conjuguée n'ont pas la même couleur.
* Le BBT sert à savoir si l'on a affaire à une solution acide ou basique :
Si la solution est acide alors le BBT aura une couleur jaune.
Si la solution est basique alors le BBT aura une couleur bleu.
* Le couple d'un indicateur coloré est noté (InH/In-), InH pour la couleur jaune et In- pour la couleur bleue.
Si le BBT rencontre un acide, l'équation de la réaction sera .
Si le BBT rencontre une base, l'équation de la réaction sera .
III. Le pH et sa mesure
1. Définition et mesure du pH
Notion de pH
Le pH d'une solution est un nombre lié à la concentration des ions oxonium (ou hydronium) de cette solution par la relation :
avec :
la concentration en ion oxonium ou hydronium (en ) ;
la concentration standard.
*Remarque : la formule fournie n'est valide qu'en solutions diluées (0,01 mol/L au plus).
*Mesure du pH :
on utilise un pH-mètre correctement étalonné ;
on obtient une valeur de pH à 0,05 près.
2. Sécurité de manipulation pour les acides et les bases
* La transformation entre un acide et une base est exothermique.
* 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. Cas de la solution tampon
1. Définition
Définition
Une solution tampon est une solution aqueuse qui résiste aux variations de lorsqu'on lui ajoute de petites quantités d'acide ou de base.
Elle est généralement composée d'un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée (ou d'une base faible et de son acide conjugué).
2. Propriétés d'une solution tampon
a. Résistance aux variations de pH
* Les solutions tampon maintiennent un relativement stable malgré l'ajout de petites quantités d'acide ou de base.
* Cela est dû à la présence simultanée d'un acide faible et de sa base conjuguée (ou d'une base faible et de son acide conjugué)
qui peuvent neutraliser les ions ou ajoutés.
b. Capacité tampon
* La capacité tampon d'une solution est sa capacité à résister aux variations de .
* Elle dépend de la concentration des espèces tampons présentes.
Plus les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont élevées, plus la capacité tampon est grande.
c. pH d'une solution tampon
* Le d'une solution tampon peut être calculé à l'aide de l'équation de Henderson-Hasselbalch :
où est la constante de dissociation acide de l'acide faible, est la concentration en quantité de matière (ou molaire)
de la base conjuguée et est celle de l'acide faible.
* Une solution tampon est la plus efficace lorsque les concentrations en quantité de matière de l'acide et de sa base conjuguée sont égales,
c'est-à-dire lorsque . Dans ce cas, le de la solution est égal au de l'acide
(puisque ).
3. Application : étalonnage d'un pH-mètre
a. Sélection des solutions tampon
*On utilise généralement deux ou trois solutions tampon de connu pour étalonner un pH-mètre.
*Les valeurs de typiques pour ces solutions sont , et .
Ces valeurs couvrent une large gamme de et permettent de vérifier la linéarité de la réponse de l'électrode.
*L'utilisation de solutions tampon pour l'étalonnage d'un pH-mètre présente plusieurs avantages :
Les solutions tampon maintiennent un pH stable, ce qui permet d'effectuer des mesures précises.
Les solutions tampon sont faciles à préparer et à utiliser, ce qui simplifie le processus d'étalonnage.
b. Préparation de l'électrode
Avant l'étalonnage, il est important de rincer l'électrode avec de l'eau distillée pour éliminer toute contamination.
c. Mode opératoire de l'étalonnage
* On plonge l'électrode dans la première solution tampon (par exemple, ).
On ajuste le pH-mètre pour qu'il affiche la valeur correcte du de cette solution.
* On rince l'électrode avec de l'eau distillée, puis on la plonge dans la deuxième solution tampon (par exemple, ).
On ajuste la pente (ou le facteur de température) du pH-mètre pour qu'il affiche la valeur correcte du de cette solution.
* Pour une précision encore plus grande, une troisième solution tampon (par exemple, ) peut être utilisée.
Cela permet de vérifier la linéarité de la réponse de l'électrode sur une gamme plus large de .
*Remarque :
après l'étalonnage, il est recommandé de vérifier la précision du pH-mètre en mesurant le pH d'une solution tampon supplémentaire
ou d'une solution de connu.
V. Quelques acides et Bases
1. Quelques acides
*Le chlorure d'hydrogène :
il réagit totalement avec l'eau selon la réaction .
La solution s'appelle acide chlorhydrique et contient et (et non .
En effet, est un ion spectateur (= ne réagit pas sur l'eau) : c'est l'ion chlorure.
*L'acide nitrique :
C'est un acide fort : il réagit totalement avec l'eau selon la réaction .
Une solution d'acide nitrique contient et et non .
En effet, est un ion spectateur (= ne réagit pas sur l'eau) : c'est l'ion nitrate.
*L'acide sulfurique :
Au lycée, on peut considérer l'acide sulfurique comme un diacide fort.
Il réagit totalement avec l'eau selon la réaction .
Une solution d'acide sulfurique contient et et non .
Attention : une mole de produit 2 moles de
et est l'ion sulfate.
*Remarque : le couple acide base correspondant à une solution d'acide fort dans l'eau est .
L'acide éthanoïque :
est l'acide du couple .
C'est un acide faible : il réagit ne réagit pas totalement avec l'eau.
L'équation de la réaction est .
Une solution d'acide éthanoïque contient ,, et
est l'ion acétate.
*L'acide benzoïque :
est l'acide du couple .
C'est un acide faible : il réagit ne réagit pas totalement avec l'eau.
L'équation de la réaction s'écrit .
Une solution d'acide benzoïque contient , ,
et est l'ion benzoate.
2.Quelques bases
*Les hydroxydes de sodium (NaOH) ou de potassium (KOH) :
Les hydroxydes se dissocient totalement dans l'eau.
Ces solutions ne contiennent que et ou et ,
où et sont des ions indifférents.
Le couple acide base correspondant à une solution de base forte dans l'eau est .
*L'ammoniac :
Le gaz ammoniac se dissout dans l'eau selon la réaction .
La réaction n'est pas totale avec l'eau car l'ammoniac est une base faible.
Le couple acide/base correspondant est .
Une solution d'ammoniac dans l'eau contient , et est l'ion ammonium.
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} \rightarrow A^-_{(aq)} +H^+)
.
} + H^+ \rightarrow AH_{(aq)})
.
} \rightarrow A^-_{(aq)} + H^+)
et } + H^+ \rightarrow BH_{(aq)})
;
} + B^-_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + BH_{(aq)})
(on ne fait pas figurer le proton transféré dans l'équation)
De la structure à l'électronégativité des entités et à la polarité des molécules )
et en tant que base au couple )
;
)
et la base du couple
)
), etc.
.
.
relativement stable malgré l'ajout de petites quantités d'acide ou de base.
ou 
ajoutés.
![\text{pH} = \text{pKa} + \log\left(\dfrac{[\text{Base}]_{eq}}{[\text{Acide}]_{eq}}\right)](https://latex.ilephysique.net/latex-0.tex?\text{pH} = \text{pKa} + \log\left(\dfrac{[\text{Base}]_{eq}}{[\text{Acide}]_{eq}}\right))
est la constante de dissociation acide de l'acide faible, ![[\text{Base}]](https://latex.ilephysique.net/latex-0.tex?[\text{Base}])
est la concentration en quantité de matière (ou molaire)
de la base conjuguée et ![[\text{Acide}]](https://latex.ilephysique.net/latex-0.tex?[\text{Acide}])
est celle de l'acide faible.
![[\text{Base}] = [\text{Acide}]](https://latex.ilephysique.net/latex-0.tex?[\text{Base}] = [\text{Acide}])
. Dans ce cas, le  = 0)
).
, 
et 
.
Ces valeurs couvrent une large gamme de 
).
On ajuste le pH-mètre pour qu'il affiche la valeur correcte du 
).
On ajuste la pente (ou le facteur de température) du pH-mètre pour qu'il affiche la valeur correcte du 
) peut être utilisée.
Cela permet de vérifier la linéarité de la réponse de l'électrode sur une gamme plus large de 
:
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et 
(et non )
.
En effet, 
:
.
et non 
est un ion spectateur (= ne réagit pas sur l'eau) : c'est l'ion nitrate.
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![\boxed{ pH = -log \(\dfrac{[H_{3}O^+]}{c^o}\) \Leftrightarrow [H_{3}O^+] = c^o \times 10^{-pH}}](https://latex.ilephysique.net/latex-0.tex?\boxed{ pH = -log \(\dfrac{[H_{3}O^+]}{c^o}\) \Leftrightarrow [H_{3}O^+] = c^o \times 10^{-pH}})
![[H_{3}O^+]](https://latex.ilephysique.net/latex-0.tex?[H_{3}O^+])
la concentration en ion oxonium ou hydronium (en 
) ;
la concentration standard.
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