Les acides et les bases
Qu'est ce qu'un acide? Qu'est ce qu'une base?
Le chimiste danois Joannes Nicolaus Brønsted décrit les acides et les bases à travers le transfert d'un ou de plusieurs ions hydrogène \(H^{+}\) (souvent appelé proton)
- Acide : Espèce chimique (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons \(H^{+}\).
- Base: Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs proton \(H^{+}\).
Exemples de réactions de libération ou de capture de protons:
- Le chlorure d' hydrogène \(\mathrm{HCl}\) est un acide: \(\mathrm{HCl}_{(g)} \rightarrow \mathrm{Cl^-}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)}\)
- L'ammoniac \(\mathrm{NH_{3}}\) est une base: \(\mathrm{NH_{3}}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{NH_{4}^+}_{(aq)}\)
\(\mathrm{C_{5}H_{5}N} + \mathrm{H^+}_{(aq)} \rightleftharpoons \mathrm{C_{5}H_{6}N^+}\)
Certaines molécules présentent à la fois un caractère acide et un caractère basique. On parle d´espèce amphotère.
- Libérer un proton, caractère acide: \(\mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{HO^-}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)}\)
- Capter un proton, caractère basique: \(\mathrm{H_{2}O} + \mathrm{H^+}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{H_{3}O^+}_{(aq)}\)
Couple acide base
Un couple acide-base est constitué de deux espèces chimiques qui ne diffèrent que par un ion hydrogène \(\mathrm{H^+}\).
-
Dans un couple noté \(\mathrm{AH}\,/\,\mathrm{A^-}\):
- L'espèce \(\mathrm{AH}\) est l'acide : elle est capable de céder un proton \(\mathrm{H^+}\).
- Lorsqu'elle perd ce proton, elle se transforme en sa base conjuguée \(\mathrm{A^-}\).
On dit que \(\mathrm{AH}\) et \(\mathrm{A^-}\) sont des espèces conjuguées. Elles forment un couple acide-base car elles ne diffèrent que par la présence d'un proton \(\mathrm{H^+}\).
- L'acide éthanoïque peut céder un proton pour former l'ion éthanoate selon la réaction: \(\mathrm{CH_3COOH} \rightarrow \mathrm{CH_3COO^-}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)}\)
- Réciproquement, la base peut capter un proton pour reformer l'acide: \(\mathrm{CH_3COO^-}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{CH_3COOH} \)
Pyridine:
\(\mathrm{C_{5}H_{6}N^+}\) / \(\mathrm{C_{5}H_{5}N}\)
Couples de l´eau:
\(\mathrm{H_{2}O}\) / \(\mathrm{HO^-}\) et \(\mathrm{H_{3}O^+}\)/ \(\mathrm{H_{2}O}\)
Écriture de la réaction entre un acide et une base
Dans une réaction acide base, l´espèce acide d´un couple donne un ou plusieurs protons à l´espèce basique de l´autre couple.
- L'acide d'un couple est susceptible de réagir avec la base d'un autre couple.
- Nous reviendrons sur le sens de la double flèche dans le chapitre sur les équilibres chimiques.
L'acidité du point de vue microscopique
Formule de Lewis
🔗 Pour revoir les formules de Lewis des atomes et molécules, consultez cette animation .
Polarisation des liaisons et acidité
L'électronégativité est une grandeur qui caractérise la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison chimique. Plus un atome est électronégatif, plus il attire les électrons vers lui.
Lorsque deux atomes liés possèdent des électronégativités notablement différentes, les électrons de la liaison sont davantage attirés par l'atome le plus électronégatif, ce qui crée une polarisation de la liaison et l'apparition de charges partielles δ⁺ et δ⁻.
Par exemple, le tableau montre que la lison H - O est polarisée l' oxygène étant plus électronégatif que l´hydrogène. On remarque en revanche que la lisiaon C - H n'est pas polarisée.
En physique quantique, on représente une liaison chimique par un nuage électronique dont la densité est plus importante sur l'atome le plus électronégatif.
En chimie, on repésente cette cette situation avec les charges partielles δ⁺ et δ⁻.
Plus une liaison est polarisée, plus elle est susceptible de se rompre en solution.
- On construit la représentation de Lewis de la molécule sachant que C est tétravalent, O
divalent et H monovalent.
- On examine à l' aide du tableau la polarisation éventuelle des liaisons dans
lesquelles H est engagé:
- Les liaisons C - H ne sont pas polarisées.
- La liaison O - H est polarisée , O étant plus électronégatif que H.
- On représente enfin les charges partielles des atomes concernés.
On comprend pourquoi seul un atome d' hydrogène est responsable de l' acidité de cette molécule. La liaison O - H étant polarisée, elle est susceptible de se rompre en solution. Un ion hydrogène \(\mathrm{H^+}\) peut donc être libéré en solution. La molécule est donc acide.
Le pH
Définition du pH
Rappel de la classe de troisième :
- Une solution est acide si les ions \(\mathrm{H_3O^+}\) sont majoritaires par rapport aux ions \(\mathrm{HO^-}\).
- Elle est basique si on se trouve dans le cas contraire.
- Elle est neutre si \(\mathrm{[H_3O^+]}\) = \(\mathrm{[HO^-}]\). Dans ce cas, pH=7.
- \(\mathrm{c^0}\) est la concentration molaire standard avec \(\mathrm{c^0=1 mol.L^{-1}}\). Elle permet de s' assurer que la grandeur calculée par le logarithme soit sans dimension.
- La fonction réciproque du logarithme décimal est la fonction puissance de base 10 : si \(\mathrm{y=log(x)}\), alors \(\mathrm{x= 10^{y}}\).
Pour « enlever » le logarithme, on utilise sa fonction réciproque, la puissance de 10. Ainsi, à partir de la relation définissant le pH, on obtient :
\[ \mathrm{pH}=-\log\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c_0}\right) \Longleftrightarrow [\mathrm{H_3O^+}] = c_0 \times 10^{-\mathrm{pH}} \]Comme \(\mathrm{c^0=1 mol.L^{-1}}\), on écrit souvent simplement :
Effet de la dilution
Lors d'une dilution d'un facteur 10, la concentration initiale en ions \(\mathrm{H_3O^+}\) est divisée par 10. En considérant que \(\mathrm{c^0=1 mol.L^{-1}}\), on écrit:
\[ \mathrm{pH}=-\log\left([\mathrm{H_3O^+}]\right) \] On obtient pour la solution diluée :\[ \mathrm{pH_{diluée}}=-\log\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]_{initiale}}{10}\right) \] Or, d'après les propriétés du logarithme :\[ \mathrm{pH_{diluée}}=-\log([\mathrm{H_3O^+}]_{initiale})+\log(10) \] Comme log(10)=1, il vient :\[ \mathrm{pH_{diluée}}=\mathrm{pH_{initiale}}+1 \]Exercices
- Toutes les liaisons contenant un atome d'hydrogène sont fortement polarisées.
- La polarisation de la liaison O-H facilite le départ d'un proton H⁺.
- La liaison C–H est plus polarisée que la liaison O–H.
- L'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène.
- La liaison O–H est polarisée.
- Une différence d'électronégativité crée une polarisation de la liaison.
- Dans une liaison O–H, l'oxygène porte une charge partielle δ-
- La liaison C–H est plus polarisée que la liaison O–H.
- Toutes les liaisons contenant un atome d'hydrogène sont polarisées.
- Une liaison fortement polarisée est plus susceptible de se rompre en solution.
- Le pH de la solution est égal à 3.
- Le pH de la solution est égal à 7.
- La solution est acide.
- La concentration en ions H₃O⁺ vaut 0,001 mol·L⁻¹.
- La solution est basique.
Exercice 5 : Vrai ou faux?
Exercice 6 : Vrai ou faux?
Exercice 7 : Question ouverte 📄 ✏️ 🧮
Une solution aqueuse contient des ions oxonium.
On mesure le pH de cette solution. On trouve pH=2,8.
On applique la relation :
\[ [\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}} \]
Application numérique :
\[ [\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-2,8} \]
\[ [\mathrm{H_3O^+}] \approx 1,6\times10^{-3} \ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} \]
La concentration en ions oxonium est donc \(1,6\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}\).