Un acide est un donneur d`ion H+ - Univ

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Acides et bases
Pré-requis :
- définition du pH
- utilisation du produit ionique de l’eau
- pH d’une solution neutre, d’une solution acide , d’une solution basique
- calcul de pH d’une solution d’acide fort
- calcul de pH d’une solution de base forte
I Définitions
1. Acide et base
Un acide est un donneur d’ion H+
Une base est un accepteur d’ion H+
Si on nomme AH un acide, le comportement acide de AH s’écrit :
AH  A- + H+
Dans cette équation bilan, AH perd un atome d’hydrogène et une charge positive. Il donne
donc une entité négative.
Si on nomme B une base, le comportement basique de B s’écrit :
B + H+  BH+
Si on examine l’équation-bilan :
AH  A- + H+
Cette réaction peut être inversée :
A- + H+  AH
On voit ainsi que A- est une espèce qui peut capter H+ pour donner AH, A- est donc une base.
A- est la base qui correspond à l’acide AH on dit que c’est la base conjuguée de AH.
AH et A- constituent un couple acide-base conjugués noté (AH / A-). Dans l’écriture du
couple, on place toujours la forme acide à gauche et la forme basique à droite.
On peut écrire ceci sous la forme suivante (schéma formel): AH A- + H+
De la même façon, on a le couple (BH+/B)
Application :
1) Quelle est la base conjuguée des acides suivants : HNO2, H2PO4-,NH4+ ?
2) Quel est l’acide conjugué des bases suivantes : NH3 , NO3-, CO32- ?
Solution :
1) HNO2  H+ + NO2-
H2PO4-  H+ + HPO42-

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NH4+  H+ + NH3
2) NH3 + H+  NH4+
NO3- + H+  HNO3
CO32- + H+  HCO3-
Remarque :
L’eau est une espèce particulière qui peut avoir des propriétés acides ou basiques.
Quand l’eau a des propriétés acides : H2O  H+ + OH- . Il s’agit alors du couple (H2O/OH-
).
Quand l’eau a des propriétés basiques, H2O + H+  H3O+ . il s’agit alors du couple
(H3O+/H2O).
Une espèce qui peut être un acide et une base est une espèce amphotère.
2. Réaction acido-basique
Un comportement acide ou un comportement basique ne peut se manifester seul : un ion H+
ne pourra exister en solution. Par contre un acide en présence d’une base pourra céder un ion
H+ qui sera immédiatement capté par la base.
Une réaction acido-basique est une réaction d’échange de H+ entre l’acide d’un couple et
la base d’un autre couple.
Par exemple, si on fait réagir l’acide AH sur la base B : cela revient à additionner les deux
équations suivantes :
AH  A- + H+
B + H+  BH+
AH + B  A- + BH+
Les ions H+ n’interviennent plus dans l’équation-bilan.
Application :
Ecrire les réactions acido-basiques lorsque l’on met en présence :
- l’ammoniac(NH3) et le chlorure d’hydrogène (HCl)
- l’ammoniaque et l’eau
- l’ion ammonium et l’eau
- l’acide éthanoïque(CH3COOH) et l’ammoniaque
Solution :
Avant d’écrire les réactions acide-base, il faut identifier l’espèce acide et l’espèce basique.
- l’ammoniac(NH3) et le chlorure d’hydrogène (HCl)
Vous devez connaître la formule de l’ammoniac et savoir que c’est une base. Par conséquent,
le chlorure d’hydrogène est la molécule acide :
NH3 + H+  NH4+
HCl  H+ + Cl-
Bilan : NH3 + HCl  NH4+ + Cl-
Vous pouvez voir cette réaction dans la vidéo suivante :
http://www.uel.education.fr/consultation/reference/chimie/solutaque/observer/chapitre4/titre1
det.htm
- l’ammoniaque et l’eau

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On vient de voir que l’ammoniaque est une base, l’eau doit donc intervenir ici en tant
qu’acide :
NH3 + H+  NH4+
H2O  H+ + OH-
Bilan :
H2O + NH3  NH4+ + OH-
- l’ion ammonium et l’eau
l’ion ammonium NH4+ est une espèce chargée positivement et possédant beaucoup
d’hydrogène, on peut donc prévoir qu’elle aura des propriétés acides :
NH4+  H+ + NH3
L’eau qui est face à un acide va donc utiliser ses propriétés basiques :
H2O + H+  H3O+
Bilan :
H2O + NH4+  H3O+ + NH3
- l’acide éthanoïque(CH3COOH) et l’ammoniaque
L’acide : CH3COOH  H+ + CH3COO-
La base : NH3 + H+  NH4+
Bilan : NH3 + CH3COOH  NH4+ + CH3COO-
Avec un peu de pratique, on pourra directement écrire le bilan.
Remarque :
On a vu que l’eau pouvait avoir des propriétés acides ou basiques. Par conséquent, on peut
avoir réaction entre l’eau acide et l’eau base :
H2O  H+ + OH-
H2O + H+  H3O+
Bilan : 2 H2O  H3O+ + OH-
C’est la réaction d’auto-protolyse de l’eau que l’on a déjà rencontrée. Cette réaction a toujours
lieu dans n’importe quelle solution aqueuse.
II Classification des couples acide-base
1. Réaction totale, réaction équilibrée
Dans une réaction totale, les réactifs continuent de réagir tant que un des réactifs, le réactif
limitant n’a pas été totalement consommé. A la fin de la réaction, il n’y a plus de réactions au
niveau microscopique.
Lorsque la réaction est totale, les réactifs et produits sont séparés dans l’équation-bilan par
une simple flèche.
Toutes les réactions chimiques ne sont pas totales.
La réaction de la synthèse de l’ammoniac est par exemple une réaction réversible :
Des molécules de diazote et de dihydrogène réagissent pour donner des molécules
d’ammoniac (N2+ 3 H2 2 NH3), mais dans le même temps les molécules d’ammoniac
formées réagissent pour donner la réaction inverse, la décomposition de l’ammoniac en
diazote et dihydrogène (2 NH3  N2 + 3 H2).

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Puisque les deux réactions inverses se produisent simultanément dans le milieu réactionnel,
on fait figurer une double flèche dans l’équation-bilan:
N2 + 3 H2 2 NH3
On appellera réaction 1 la réaction de la gauche vers la droite et réaction 2 la réaction inverse
de la droite vers la gauche.
A + B C + D
Si l’on part d’un mélange initial de réactifs A et B : au départ la réaction 1 l’emporte sur la
réaction inverse 2 car les quantités de matière des espèces A et B sont plus grandes que les
quantités de matière des espèces C et D. Ainsi les quantités de matière de A et B vont
diminuer et celles de C et D vont augmenter. La vitesse de la réaction 1 va donc diminuer
tandis que celle de la réaction 2 va augmenter.
A un certain moment les vitesses des réactions 1 et 2 deviennent égales : on forme par unité
de temps autant de C et D par la réaction 1 qu’on en détruit par la réaction 2. Les quantités de
matière de C et de D restent donc constantes au cours du temps ( et c’est la même chose pour
A et B). C’est pour cette raison qu’on parle d’équilibre chimique (au niveau macroscopique
on peut penser que plus rien n’évolue puisque la quantité de matière de chacun des
participants reste constante).
Bien évidemment au niveau microscopique les réactions 1 et 2 continuent à se produire
lorsque les réactifs correspondants se rencontrent dans le milieu réactionnel. L’ « équilibre »
ne concerne que le bilan macroscopique. Lorsque l’on a atteint l’équilibre chimique, les
quantités de matière des réactifs et des produits n’évoluent plus.
2. Constante d’équilibre
Pour savoir si une réaction chimique est totale ou équilibrée, il faut connaître une constante
appelée constante d’équilibre qui caractérise la réaction étudiée.
Cette constante est notée K et est sans unité.
Si on étudie l’équation-bilan :
2 A + B = 3 C + D
La constante K va s’exprimer de cette façon :
K =
BA
DC
.
.
2
3
Vous remarquez que :
- au numérateur : produit des concentrations des produits de la réaction
- au dénominateur : produit des concentrations des réactifs de la réaction
- les puissances correspondent aux coefficients stoechiométriques
Attention : les concentrations dans l’expression de K sont les concentrations des espèces à
l’équilibre. Ce ne sont pas les concentrations initiales .
Par contre si un des produits ou des réactifs est le solvant, l’eau la plupart des cas, au lieu de
faire intervenir la concentration de l’eau, on prendra une contribution du solvant égale à 1.
Par exemple :
Réaction de l’acide acétique avec l’eau :
CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
K =
1.
.
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33 COOHCH OHCOOCH 

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La constante d’équilibre K dépend de la réaction écrite et de la température.
Dans la plupart des cas, il faut retenir que
- si K est supérieur à 103, la réaction pourra être considérée comme totale
- si K est inférieur à 10-3, la réaction se fera très peu, on dira qu’elle est très peu
avancée c’est à dire que l’on obtiendra quasiment pas de produits de la réaction.
3. Constante d’acidité
Un acide AH introduit dans l’eau réagit avec l’eau. On aboutit à l’équilibre chimique suivant :
AH + H2O A- + H3O+
Dans cette réaction l’eau joue le rôle d’accepteur de H+ donc de base.
La constante d’équilibre de cette réaction est notée KA
[AH] ]O][H[A 3
-
A K
KA est la constante d’acidité de l’acide AH . Sa valeur ne dépend que de la température.
Si on a un couple Acide-base que l’on note (Acide /base), la constante d’acidité de ce couple
s’écrit toujours
[acide]
]O[base][H3
A
K
Application :
Exprimer la constante d’acidité des couples suivants
- (CH3COOH/ CH3COO-)
- (NH4+/NH3)
Solution :
- Ka(CH3COOH/ CH3COO-) =
COOH][CH
]O][HCOO[CH
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33 
- Ka(NH4+/NH3) =
][NH
]O][H[NH
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33
On parle parfois d’une autre grandeur, le pKa : pKA = - log KA
Le pKa d’un couple acide-base est donné dans des tables.
En reprenant la définition de KA on trouve :
]Olog[H
[AH]
][A
loglogK 3A 
d’où
[AH]
][A
logpKpH A
Déterminons les valeurs des pKA des couples de l’eau (H3O+ / H2O) et (H2O / OH-)