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Réactions acido-basiques

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DÉFINITIONS

Un acide (au sens de Brönsted) est une molécule ou un ion susceptible de libérer un (ou : des) proton(s) $     H^+  $ ; exemple : $ HCl      $ (gazeux), qui, par dissolution dans l'eau, donne $   H^+ + Cl^-    $ .

Le pH : c'est une valeur numérique, qui se mesure dans les solutions ; elle vaut :
$ -\log[H^+]      $ ; ainsi : plus le pH est faible, plus $   [H^+]    $ est grande (plus la solution est acide). Quand une solution contient peu de $   H^+    $ , on dit qu'elle est basique.

Remarque : ci-dessus, et dans tout ce qui suit, on parle de $    H^+   $ comme si c'était une entité chimique stable ; en réalité, toutes les réactions que nous allons étudier se déroulent en solution (et, au programme, il n'y a que des exemples de réactions en solution aqueuse) : or, en solution, $    H^+   $ est solvaté ; ainsi, dans l'eau, il se trouve presque exclusivement sous la forme : $    H_3O^+   $ . C'est par souci de simplicité d'écriture, que nous allons continuer à l'appeler $    H^+   $ .

COUPLES ACIDO-BASIQUES

Lorsqu'un acide libère un proton, il donne un produit éventuellement susceptible de gagner un proton, pour reformer l'acide de départ ; ainsi, l'acide éthanoïque (CH3COOH) donne CH3COO- + H+ , qui peuvent à nouveau réagir ensemble pour redonner CH3COOH ; une molécule ou un ion qui (tel CH3COO-) peut fixer un (ou des) proton(s) est appelé : base. Ainsi, de la même manière qu'on définit les couples redox (couples d'entités chimiques susceptibles de se transformer l'une en l'autre, en consommant ou en libérant des électrons), on définit les couples acido-basiques : ce sont des couples d'entités chimiques qui dérivent l'une de l'autre par libération, ou fixation, d'un proton ; l'acide et la base d'un couple acido-basique sont dits : conjugués.

ACIDES FORTS ET FAIBLES, BASES FORTES ET FAIBLES

On appelle " acide fort " un acide qui, dans l'eau, réagit totalement pour donner sa base conjuguée (et H+). C'est à dire que, dès qu'on met cet acide (notons-le : AH) dans l'eau, il réagit pour donner sa base conjuguée (notons-la : A-) et H+, et ces deux espèces ne réagissent pas l'une sur l'autre pour redonner AH. La solution ne contient donc que la base conjuguée, et H+ solvaté, mais plus d'acide AH.
C'est notamment le cas de l'acide chlorhydrique : quand on dissout HCl dans l'eau, il se forme H+ et Cl-, et Cl- ne reréagit pas avec H+ pour redonner du HCl.
On appelle " acide faible " un acide qui, dans l'eau, donne sa base conjuguée par une réaction équilibrée : la base conjuguée peut réagir avec H+, pour redonner AH ; la solution contient donc à la fois AH, et A-. Exemple d'acide faible : l'acide éthanoïque.

De même, une base forte réagit totalement pour donner son acide conjugué (exemple : l'ion éthanolate C2H5O-, qui, dans l'eau, réagit totalement pour donner l'éthanol C2H5OH), et une base faible réagit de manière équilibrée pour donner son acide conjugué.

Ainsi : la base conjuguée d'un acide faible, est une base faible.
La base conjuguée d'un acide fort (exemple : Cl-, qui, dans l'eau, ne peut pas réagir avec H+ pour donner HCl) est dite : " hyperfaible ". De même, l'acide conjugué d'une base forte (exemple : C2H5OH, acide conjugué de C2H5O-) est dit " hyperfaible ".

RÉACTIONS DE DEUX COUPLES ACIDO-BASIQUES

Comme dans le cas des couples redox : l'acide d'un couple n°1 peut réagir sur la base d'un couple n°2, pour donner la base du couple n°1, et l'acide du couple n°2.

Pour déterminer le sens de la réaction, on classe les couples acido-basiques selon l'échelle des pKa .

définition :

$    pKa = -\log\left(\frac{[A^-].[H^+]}{[AH]}\right)   $


propriété : pour un couple acido-basique donné, à une température donnée, le pKa est constant.

Plus le pKa d'un couple est bas, plus l'acide de ce couple est fort (puisque, d'après l'expression mathématique du pKa, plus [AH] est faible, et plus
[A-].[H+] sont forts, plus le pKa est bas : ainsi, plus l'acide est dissocié en A- + H+, plus le pKa est bas ; or, le taux de dissociation de l'acide reflète sa faculté à libérer son proton).
Donc, si le pKa du couple n°1 est plus bas que celui du couple n°2, la réaction :
acide 1 + base 2 -> base 1 + acide 2
sera prépondérante par rapport à la réaction :
base 1 + acide 2 -> acide 1 + base 2.

Cas de l'eau

La molécule H2O participe à deux couples acido-basiques distincts : le couple H3O+/H2O (dans lequel elle joue le rôle de base), et H2O/OH- (dans lequel elle joue le rôle d'acide). Une telle entité chimique, qui peut jouer à la fois le rôle d'acide et de base, est appelée : " amphotère ".

Toutes les réactions au programme de terminale se déroulent dans l'eau.
Conséquence : si une réaction libère un acide AH plus fort que H3O+, alors cet acide va immédiatement réagir avec H2O pour donner H3O+ et sa base conjuguée A-. Comme la réaction se déroule dans l'eau, l'acide AH trouvera toujours une molécule H2O avec laquelle réagir (le solvant est en large excès devant les solutés). De fait, un acide plus fort que H3O+ est instable dans l'eau (il réagit immédiatement avec l'eau).
De la même manière : une base plus forte que OH- est instable dans l'eau (elle réagit immédiatement avec H2O, qui est l'acide du couple H2O/OH-, pour donner OH- et son acide conjugué).

EFFET TAMPON

On dit d'un couple acido-basique qu'il a un pouvoir tampon à un pH donné, lorsqu'une solution contenant l'acide et la base de ce couple a un pH qui varie peu :

1. lorsqu'on ajoute une petite quantité d'acide fort ;
2. lorsqu'on ajoute ajoute une petite quantité de base forte ;
3. lorsqu'on dilue modérément la solution.

On dit alors que la solution est " tamponnée " : on a beau ajouter de l'acide fort, de la base forte, ou diluer la solution, son pH varie peu.

Les couples acido-basiques faibles ont un bon pouvoir tampon pour des pH voisins de leur pKa ; en effet, à pH = pKa :

$    pH = -\log\left (\frac{[A^-].[H^+]}{[AH]}\right)   $

$    -\log[H^+] = -\log\left(\frac{[A^-].[H^+]}{[AH]}\right)   $

$  -\log[H^+]   =  -\log[A^-]  -\log[H^+] + \log[AH]  $

$  \log[AH] -\log[A^-] = 0    $

$  \log[AH] = \log[A^-]      $

$       [AH] =[A^-]$


(à pH=pKadu couple, l'acide et la base du couple sont à la même concentration)
ainsi, au voisinage de pH=pKa, la solution contient de l'acide AH et de la base A- en quantités notables tous les deux. Donc, si on ajoute de l'acide fort, il va réagir avec A- (la base A- consomme l'acide introduit : cet acide libère donc peu de H+, donc le pH varie peu) ; de même, si on ajoute de la base forte, elle sera consommée par AH.