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Chimie 1 - Les réactions acido-basiques

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Chimie 1
Les réactions acido-basiques – Le pH du vivant
I.
Notion du pH
pH = potentiel d’hydrogène. Il s’agit d’une grandeur reliée à la concentration
en ions oxonium 𝐻3 𝑂+.
A 25°C, le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14. La solution
sera :



⁡[𝐻3 𝑂+ ] ⁡ = 10−𝑝𝐻
Il faut par contre que ⁡[𝐻3 𝑂+ ] ⁡ ≤ 0,1mol. L-1.
II.
Equilibre acido-basique
A.
Définitions d’un acide et d’une base selon Brönsted
Définition :
Espèce acide : Une espèce acide est une espèce chimique capable de céder au
moins un proton 𝐻 + .
Une solution qui contient une telle espèce est acide car il y a une
augmentation de la concentration de 𝐻3 𝑂+, donc une diminution de pH.
Espèce basique : Une espèce basique est une espèce chimique capable de
capter au moins un proton 𝐻 + .
Une solution qui contient une telle espèce est basique car il y a une diminution
de la concentration de 𝐻3 𝑂+, donc une augmentation de pH.
B.
Définition : Amphotère – Ampholyte. L’eau appartient à deux couples, c’est
l’acide du couple 𝐻2 𝑂/𝐻𝑂− et la base du couple 𝐻3 𝑂+ /𝐻2 𝑂. Etant à la fois une
base et un acide, on appelle cela un amphotère ou un ampholyte.
C.
Réaction acido-basique
Lorsqu’on dissout un acide ou une base dans l’eau, celui-ci ou celle-ci va réagir
avec l’eau puisqu’elle est un ampholyte.
On a la relation :
Ou
Les demi-équations acido-basique sont équilibrées par l’ajout d’un proton :
𝐴𝐻 ⇌ 𝐴− + 𝐻 +
Définition : Une réaction acido-basique est une réaction entre l’acide d’un
couple et la base d’un autre couple, pour former les espèces conjuguées.
Acide si son pH est inférieur à 7
Neutre si son pH est 7
Basique si son pH est supérieur à 7
𝑝𝐻 = −log⁡[𝐻3 𝑂+ ]⁡
correspondante. On appelle ces deux espèces des espèces conjuguées, elles
forment un couple acide-base 𝐴𝐻/𝐴− .
Couple acide-base
Définition : Lors d’une réaction acido-basique, une espèce basique 𝐴− ou acide
𝐴𝐻 va gagner ou perdre un proton et ainsi devenir son acide ou sa base
Exemple :
Réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau : 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻/𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− et 𝐻3 𝑂+ /𝐻2 𝑂

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− + 𝐻 +
𝐻2 𝑂⁡+⁡𝐻 + ⇌ 𝐻3 𝑂+
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− ⁡+⁡𝐻3 𝑂+
Certaines équations acido-basiques et plus généralement certaines réactions
chimiques ne sont pas totales, elles atteignent un état d’équilibre chimique :
l’avancement final 𝑥𝑓 et forcément inférieur à l’avancement maximal 𝑥𝑚𝑎𝑥 . Il
existe donc à la fin de la réaction encore une partie des réactifs d’origine.
D.
Réaction exothermique
Définition : Une réaction entre un acide fort et une base forte est
exothermique, c’est-à-dire qu’elle libère de l’énergie sous forme de chaleur. La
température du milieu réactionnel augmente.
 Les acides �-aminés ont des propriétés acido-basiques particulières.
Le groupe carboxyle −𝐶𝑂𝑂𝑂𝐻 donne la propriété d’un acide
Le groupe amine −𝑁𝐻2 donne la propriété d’une base.
Les deux groupes sont sur le même atome de carbone.
Il existe trois formes notées 𝐴𝐻2+ , 𝐴𝐻 et 𝐴− . Exemple de l’aspartame :
A 𝑡0 , on met ∈ pour 𝐻3 𝑂+ car on compte l’autoprotolyse de l’eau. Il y a déjà
une quantité infime d’ions oxoniums déjà présents.
A l’état final, [𝐻3 𝑂+ ] = 𝐶0 donc le pH de l’acide fort est : 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔𝐶0
E.
Produit ionique de l’eau
L’eau est à la fois un acide et une base. Il peut donc y avoir une réaction entre
ces deux molécules d’eau, l’une jouant le rôle de la base, l’autre jouant le rôle
d’acide :
+
𝐻2 𝑂 + 𝐻2 𝑂⁡⇌ 𝐻3 𝑂 + 𝐻𝑂
−
→ C’est l’autoprotolyse de l’eau.
Le pH d’un acide faible sera donc supérieur : 𝑝𝐻 > −𝑙𝑜𝑔𝐶0
Exemple de calcul du pH d’une base forte avec 𝐸𝑡𝑂− + 𝐻2 𝑂 → 𝐻𝑂− + 𝐸𝑡𝑂𝐻 :
Définition : le produit ionique de l’eau et noté
𝐾𝑒 =[𝐻3 𝑂+ ] × [𝐻𝑂− ]
A cette grandeur associée, le 𝑝𝐾𝑒 (potentiel 𝐾𝑒 ), on a :
𝑝𝐾𝑒 = −log⁡(𝐾𝑒 )
On peut alors facilement connaître la concentration [𝐻𝑂 − ] en connaissant
celle de [𝐻3 𝑂+ ].
A 𝑡0 , on met ∈ pour 𝐻𝑂− car on compte l’autoprotolyse de l’eau.
A 25°C, 𝐾𝑒 = 1,0 × 10−14 et 𝑝𝐾𝑒 = 14
F.
Acide fort, base forte
Définition : Un acide est fort si sa réaction avec l’eau est totale. Une base est
forte si sa réaction avec l’eau est totale. On trace une flèche simple →.
Exemple de calcul du pH d’un acide fort avec 𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻3 𝑂+ + 𝐶𝑙 − :
[𝐻𝑂− ] = 𝐶0
𝑝𝐻 = 14 + log⁡(𝐶0 )
[𝐻𝑂− ] = 𝐶0
𝐾𝑒 =[𝐻3 𝑂+ ] × [𝐻𝑂− ]
𝐾𝑒
𝐾𝑒
[𝐻3 𝑂+ ] =
=
−
[𝐻𝑂 ] 𝐶0
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻3 𝑂+ ] = − log (
𝑝𝐻 = −(log 𝐾𝑒 − 𝑙𝑜𝑔𝐶0 )
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑒 + 𝑙𝑜𝑔𝐶0
Le pH d’une base faible sera donc inférieur : 𝑝𝐻 < 14 + log⁡(𝐶0 )
𝐾𝑒
)
𝐶0
G.
Acide faible, base faible
Définition : Un acide faible 𝐴𝐻, ou une base faible 𝐴− est une espèce qui ne
réagit pas totalement avec l’eau : la réaction est équilibrée. Il y a une
coexistence des réactifs et des produits. On trace une double flèche ⇌.
 Déplacement d’un équilibre
Une modification de la concentration d’une espèce chimique de l’équilibre
chimique provoque une évolution du système dans le sens opposé à la
modification initiale recherchée.
III.
Domaine de prédominance
A.
𝐾𝑎 =
[𝐴𝐻] = [𝐴− ]
× [𝐻3 𝑂+ ]𝑒𝑞
Le 𝑝𝐾𝑎 d’un acide faible ou d’une base faible est compris entre 0 et 14.
Le 𝑝𝐾𝑎 d’un acide fort est inférieur ou égal à 0.
Le 𝑝𝐾𝑎 d’une base forte est supérieur ou égal à 14.
Pour un acide faible, plus le 𝑝𝐾𝑎 est bas, plus il est dissocié.
Pour une base faible, plus le 𝑝𝐾𝑎 est élevé, plus elle est dissociée.
B.
V.
Résumé des formules
A.
Zone de prédominance
Calcul du pH
Acide Fort
𝑝𝐻
[𝐴− ]
𝑝𝐻 = ⁡𝑝𝐾𝑎 + log⁡(
)
[𝐴𝐻]

= −log⁡[𝐻3 𝑂+ ]
= −log⁡(𝐶)
[𝐴− ]
Base Forte
Si la base prédomine alors
𝑝𝐻
= 𝑝𝐾𝑒 + log(C)
= 14 + log⁡(𝐶)
[𝐴− ]
Si l’acide prédomine alors [𝐴𝐻] < 1 donc log ([𝐴𝐻]) < 0 donc 𝑝𝐻 < 𝑝𝐾𝑎
[𝐴− ]
[𝐴𝐻]
>
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎
Ces solutions sont utilisées pour l’étalonnage des pH-mètres.
Définition : Une espèce 𝑋 prédomine sur une espèce 𝑌 si [𝑋] > [𝑌].

Donc
C’est une solution dont le pH varie peu par addition modérée d’acide, de base
ou par dilution modérée.
[𝐴𝐻]𝑒𝑞
𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔(𝐾𝑎 )





Contrôle de la valeur du pH
Une solution tampon est composée d’un mélange d’un acide faible et de sa
base conjuguée, son pH est donc proche du 𝑝𝐾𝑎 du couple utilisé.
Constante d’acidité et 𝑝𝐾𝑎
[𝐴− ]𝑒𝑞
IV.
[𝐴− ]
1 donc log ([𝐴𝐻])
> 0 donc 𝑝𝐻 > 𝑝𝐾𝑎
On en déduit le diagramme de prédominance d’un couple acide-base qui
est un axe de pH sur lequel apparaît le 𝑝𝐾𝑎 ⁡du couple étudié et les
domaines où les espèces prédominent.
[𝐻3 𝑂+ ] = ⁡𝐶
[𝐻𝑂 − ] = ⁡𝐶
𝐾𝑒 =[𝐻3 𝑂+ ] × [𝐻𝑂 − ]
Acide Faible
Base Faible
[𝐴− ] × [𝐻3 𝑂+ ]
[𝐴𝐻]
[𝐴− ]
𝑝𝐻 = ⁡𝑝𝐾𝑎 + log⁡(
)
[𝐴𝐻]
𝐾𝑎 =
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