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Définition : La réaction acide-base
Notion de couple acide –base
Définition :
D'après Brønsted :
Un acide est une espèce moléculaire ou ionique susceptible de céder un proton H+
Une base est une espèce moléculaire ou ionique susceptible de capter un proton H+
Exemple : Acides, bases
HCl, HNO3, CH3COOH, NH4+ sont des acides
HO–, CH3COO–, NH3 sont des bases
On peut écrire deux types d'équilibre chimique décrivant le passage de l'acide à la base (et vice-versa) par transfert d'un proton H+ :
AH = A– + H+
ou
BH+ = B + H+
L'acide et la base reliés par les équations ci-dessus sont dit conjugués. Ils constituent un couple acide/base noté AH/A– ou BH+/B.
Définition : Polyacide – polybase - ampholyte
Une espèce pouvant céder plusieurs protons est un polyacide. L'acide phosphorique H3PO4 peut céder 3 protons tandis que l'acide sulfurique H2SO4 peut en céder 2.
Une espèce pouvant capter plusieurs protons est une polybase. L'ion carbonate CO32– peut capter 2 protons pour former H2CO3(dioxyde de carbone en solution aqueuse CO2,H2O)
Une espèce moléculaire ou ionique qui peut se comporter comme un acide ou comme une base est un ampholyte (ou une espèce amphotère). L'exemple le plus courant est celui de l'eau H2O qui est impliquée dans les deux réactions acide-base suivantes :
Acide H2O : H2O = HO– + H+ couple H2O/HO–
Base H2O : H3O+ = H2O + H+ couple H3O+/H2O
Définition : Force d'un acide ou d'une base
Acide fort – base forte
En solution aqueuse, tous les acides ou toutes les bases ne se comportent pas de la même façon selon leur aptitude plus ou moins grande à libérer ou capter un proton. On définira ainsi deux types d'acide et de base :
Les acides forts et les bases fortes qui réagissent avec l'eau de manière totale.
Un acide fort AH sera totalement dissocié dans l'eau en ions A– et H3O+ selon la réaction :
AH + H2O = A– + H3O+
Une base forte A– sera totalement convertie dans l'eau en molécules AH et en ions HO– selon la réaction :
A– + H2O = AH + HO–
(si la base forte est notée B, on peut aussi écrire B + H2O = BH+ + OH–)
Les acides H3O+, HCl ou HNO3, sont des exemples d'acides forts. Les bases HO– ou NH2– sont des exemples de bases fortes.
L'acide H3O+ est ainsi l'acide le plus fort pouvant exister dans l'eau. De même, la base HO– est la base la plus forte pouvant exister dans l'eau.
Acide faible – base faible
Les acides faibles et les bases faibles qui réagissent avec l'eau de manière partielle.
Les acides faibles ne se comportent pas tous de la même façon en solution aqueuse. Certains réagiront faiblement avec l'eau tandis que d'autres seront assez fortement déprotonés. La force d'un acide faible est ainsi caractérisée par la constante d'équilibre, notée KA, de sa réaction avec l'eau (équation de Henderson) :
AH + H2O = A– + H3O+
KA = [A-].[H3O+]/[AH]
La constante KA définie précédemment est appelée constante d'acidité du couple AH/A–. Cette constante est un indicateur de la force d'un acide ou d'une base faible en solution aqueuse.
Définition : Constante de basicité
La mise en solution d'une base faible conduit à l'équilibre suivant :
A– + H2O = AH + HO–
Pour cet équilibre, on peut définir une constante de basicité KB donnée par la relation :
KB = [AH].[OH-]/[A-]
Définition : La réaction acide-base
Les protons H+ n'existant pas librement dans l'eau, un acide ne pourra céder un proton que s'il est mis en présence d'une base pouvant l'accepter. La réaction de transfert de proton est appelée réaction acide-base et s'écrit :
Acide 1 + Base 2 = Base 1 + Acide 2
Exemple : La réaction acide-base
CH3COOH + H2O = CH3COO– + H3O+
Acide 1 + Base 2 = Base 1 + Acide 2
Les couples acide-base impliqués sont les couples CH3COOH/CH3COO– et H3O+/H2O.
L'eau peut intervenir à la fois comme acide et comme base dans une réaction acide-base. On parlera alors de réaction d'autoprotolyse de l'eau :
H2O + H2O = H3O+ + HO–
La constante d'équilibre de la réaction d'autoprotolyse vaut :
Ke = [H3O+].[HO–] = 10-14 à 25°C
Définition : Le pH
Par définition, le pH d'une solution diluée indique la quantité de protons présents dans un milieu donné. La valeur du pH est déterminée par la formule :
Si [H3O+] = [HO–] la solution est neutre
Si [H3O+] > [HO–] la solution est acide
Si [H3O+] < [HO–] la solution est basique
A 25°C, une solution est neutre si [H3O+] = [HO–] = 10-7 mol.L-1 (car Ke = 10-14 à cette température). Le pH d'une telle solution sera donc égal à 7.
Exemple : Calcul du pH dans des cas simples
Acide fort – Base forte
Acide fort
Un acide fort étant totalement dissocié en solution, la concentration en ion H3O+ dans la solution est alors égale à la concentration C de l'acide.
pH = -log [H3O+] = -log Ca
Base forte
Une base forte réagit totalement en solution, la concentration en ion HO– dans la solution est alors égale à la concentration Cb de la base.
On montrerai que pH = 14 + log Cb
Acide faible – Base faible
Acide faible
Un acide faible AH étant partiellement dissocié en solution, la concentration en ion H3O+ dans la solution n'est pas égale à la concentration Ca de l'acide. Seule une fraction de cette acide réagit avec l'eau pour donner la base conjuguée A– et des ions H3O+. La quantité restante d'acide demeure sous sa forme AH.
La solution contient ici 2 acides (AH et H2O) et une seule base (H2O). Deux réactions sont donc possibles :
(1) H2O + H2O = HO– + H3O+ Ke = 10-14
(2) AH + H2O = A– + H3O+ KA = 10-pKA
En règle générale, KA >> Ke, donc la réaction (2) sera la réaction prépondérante. Pour déterminer le pH, on déduit la relation suivante :
pH=0,5.(pKA - logCa)
A l'issue du calcul, on doit vérifier a posteriori si l'hypothèse formulée ici était correcte : le pH doit être inférieur à pKA–1.
Base faible
Le traitement de ce cas est similaire à celui effectué pour l'acide faible. Une base faible réagit partiellement en solution, la concentration en ion HO– dans la solution n'est donc pas égale à la concentration Cb de la base. Seule une fraction de cette base réagit avec l'eau pour donner l'acide conjuguée AH et des ions HO-. La quantité restante d'acide demeure sous sa forme A–.
La solution contient ici 2 bases (A– et H2O) et un seul acide (H2O). Deux réactions sont donc possibles :
(1) H2O + H2O = HO– + H3O+ Ke = 10-14
(2) A– + H2O = HO– + AH KB = Ke/KA
En règle générale, KB >> Ke, donc la réaction (2) sera la réaction prépondérante.
En supposant que K = KB est petit (KB < 10-3 soit KA > 10-11 ou pKA < 11), on en déduit :
pH = 7 + 0,5.(pKA + logCb)
A l'issue du calcul, on doit vérifier a posteriori si l'hypothèse formulée ici était correcte :le pH doit être supérieur à pKA +1.
Définition : Mélange d'acides – mélange de bases
Nous développerons ici le cas d'un mélange de deux acides. Les conclusions obtenues dans la suite de ce paragraphe sont transposables aux mélanges de bases.
Dans le cas où la solution contient deux acides en proportions sensiblement équivalentes, deux cas se présentent :
Si la différence de pKA entre les deux acides est au moins supérieure à 2 (
pKA > 2), c'est l'acide le plus fort qui imposera le pH à l'ensemble de la solution.
Si la différence de pKA entre les deux acides est inférieure à 2 (pKA < 2), le pH est obtenu en sommant les quantités d'ions H3O+ apportés par chacun des deux acides :
pH = -0,5.(KA1.C1 + KA2.C2)
Définition : Mélange d'un acide faible et d'une base faible
Mélange d'un acide et de sa base conjuguée
Dans le cas où la solution contient un acide faible de concentration Ca et sa base conjuguée de concentration Cb, le pH de la solution est directement obtenu à l'aide de la formule exprimant la constante d'acidité.
pH = pKA + log [Cb]/[Ca]
Définition : Solution tampon – pouvoir tampon
Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu :
- par addition modérée d'un acide ou d'une base pouvant être forts
- par dilution modérée (donc par ajout d'eau)
Autour de la demi-équivalence du titrage d'un acide faible par une base forte, le pH de la solution est égal au pKA du couple acide-base faible, ces solutions sont des exemples de solutions tampons. Elles sont constituées d'un mélange équimolaire d'un acide et de sa base conjuguée.
Comment vérifier l'efficacité d'une solution tampon ?
On peut quantifier l'effet tampon d'une solution en calculant par exemple la variation du pH de cette solution, notée pH, lors d'un faible ajout d'un acide fort ou d'une base forte. Plus la valeur de pH est faible, plus l'incidence sur le pH de l'ajout d'acide ou de base dans la solution est faible, et donc plus l'effet tampon de la solution est important.
2016-09-16 07:57:58
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