Transformations acides bases

Théorie de Brönsted et couples acide/base

Important

Selon Brönsted :

un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un ion hydrogène $H^{+}$ .
une base est une espèce chimique capable de capter au moins un ion hydrogène $H^{+}$ .

En cédant un ion hydrogène, un acide $A H$ se transforme en sa base conjuguée $A^{-}$ . De même, lorsqu’une base capte un ion hydrogène, elle se transforme en son acide conjuguée. Un couple acido-basique $A H / A^{-}$ est constitué par un acide $A H$ et sa base conjuguée $A^{-}$ .

L’acide et sa base conjuguée sont liés par la demi-équation acido-basique :

A H_{(a q)} ⇌ A_{(a q)}^{-} + H^{+}

Exemple :

le couple acido-basique acide éthanoïque/ion éthanoate $C H 3 C O O H_{(a q)} / C H 3 C O O_{(a q)}^{-}$ :

On peut identifier une analogie avec les réactions d’oxydo-réduction, vues en classe de première :

	Oxydo-réduction	Acide-base
particule chargée	électron $e^{-}$	ion hydrogène $H^{+}$
couple	$O x y d a n t / R é d u c t e u r$	$A c i d e / B a s e$
demi-équation	$O x y d a n t + n \times e^{-} = R é d u c t e u r$	$A c i d e = B a s e + H^{+}$
exemple	$C u_{(a q)}^{2 +} + 2 \times e^{-} = C u_{(s)}$	$H_{3} O_{(a q)}^{+} = H_{2} O_{(l)} + H^{+}$

Application : (dans chacune des réactions suivantes, un seul ion hydrogène est échangé)

Couples acide-base	Acide	Base	Demi-équation acide-base
$N H_{4 (a q)}^{+} / N H_{3 (a q)}$
	$H C O O H_{(a q)}$
		$N O_{3 (a q)}^{-}$
			$H S O_{4 (a q)}^{-} = S O_{4 (a q)}^{2 -} + H^{+}$
$H_{3} O_{(a q)}^{+} / H_{2} O_{(l)}$
		$C O_{3 (a q)}^{2 -}$
	$H_{2} C O_{3 (a q)}$
			$H N O_{2 (a q)} = N O_{2 (a q)}^{-} + H^{+}$
	$H_{2} O_{(l)}$

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Couples acide-base	Acide	Base	Demi-équation acide-base
$N H_{4 (a q)}^{+} / N H_{3 (a q)}$	$N H_{4 (a q)}^{+}$	$N H_{3 (a q)}$	$N H_{4 (a q)}^{+} = N H_{3 (a q)} + H^{+}$
$H C O O H_{(a q)} / H C O O_{(a q)}^{-}$	$H C O O H_{(a q)}$	$H C O O_{(a q)}^{-}$	$H C O O H_{(a q)} = H C O O_{(a q)}^{-} + H^{+}$
$H N O_{3 (a q)} / N O_{3 (a q)}^{-}$	$H N O_{3 (a q)}$	$N O_{3 (a q)}^{-}$	$H N O_{3 (a q)} = N O_{3 (a q)}^{-} + H^{+}$
$H S O_{4 (a q)}^{-} / S O_{4 (a q)}^{2 -}$	$H S O_{4 (a q)}^{-}$	$S O_{4 (a q)}^{2 -}$	$H S O_{4 (a q)}^{-} = S O_{4 (a q)}^{2 -} + H^{+}$
$H_{3} O_{(a q)}^{+} / H_{2} O_{(l)}$	$H_{3} O_{(a q)}^{+}$	$H_{2} O_{(l)}$	$H_{3} O_{(a q)}^{+} = H_{2} O_{(l)} + H^{+}$
$H C O_{3 (a q)}^{-} / C O_{3 (a q)}^{2 -}$	$H C O_{3 (a q)}^{-}$	$C O_{3 (a q)}^{2 -}$	$H C O_{3 (a q)}^{-} = C O_{3 (a q)}^{2 -} + H^{+}$
$H_{2} C O_{3 (a q)} / H C O_{3 (a q)}^{-}$	$H_{2} C O_{3 (a q)}$	$H C O_{3 (a q)}^{-}$	$H_{2} C O_{3 (a q)} = H C O_{3 (a q)}^{-} + H^{+}$
$H N O_{2 (a q)} / N O_{2 (a q)}^{-}$	$H N O_{2 (a q)}$	$N O_{2 (a q)}^{-}$	$H N O_{2 (a q)} = N O_{2 (a q)}^{-} + H^{+}$
$H_{2} O_{(l)} / H O_{(a q)}^{-}$	$H_{2} O_{(l)}$	$H O_{(a q)}^{-}$	$H_{2} O_{(l)} = H O_{(a q)}^{-} + H^{+}$

Libération des ions hydrogènes

Toutes les espèces comportant des atomes d’hydrogène ne sont pas forcément des acides.

Pour libérer un ion hydrogène $H^{+}$ , la liaison entre un atome d’hydrogène et le reste de la molécule doit être fortement polarisée et l’atome d’hydrogène doit porter une charge partielle positive. Plus la liaison $R - H$ est polarisée, plus l’atome d’hydrogène peut être facilement libéré et capté par une base.

De même, pour qu’une espèce chimique ait un caractère basique, il faut qu’elle présente un doublet non liant, qui va pouvoir capter un ion hydrogène.

Exemples de liaisons polarisées : $H - O$ ; $H - N$ ; $H - C l$ ; $H - B r$ ; $H - I$

Application :

Représenter le schéma de Lewis et la formule semi-développée de l’acide éthanoïque $C H_{3} C O O H$ et de l’ion éthanoate $C H_{3} C O O^{-}$ . Indiquer les charges partielles.

Réaction acide-base

Important

Une réaction acido-basique est un transfert d’ion hydrogène $H^{+}$ de l’acide d’un couple vers la base d’un autre couple acido-basique. La réaction peut être totale (→) ou non totale (⇄) suivant les couples mis en jeu.

Pour établir l’équation de la réaction acide-base, on peut :

Identifier les réactifs de la réaction et les couples acide/base mis en jeu
Écrire les demi-équations de chaque couple de façon à placer les réactifs à gauche et les produits à droite.
Additionner membre à membre les demi-équations pour obtenir l’équation de réaction acide-base.

Application :

Ecrire la réaction totale entre l’acide éthanoïque $C H_{3} C O O H_{(a q)}$ et l’ion hydroxyde $H O^{-}$ .

Couples acide/base :

$C H_{3} C O O H_{(a q)} / C H_{3} C O O_{(a q)}^{-}$
$H_{2} O_{(l)} / H O_{(a q)}^{-}$

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\begin{aligned} C H_{3} C O O H_{(a q)} & = C H_{3} C O O_{(a q)}^{-} + H^{+} \\ H O_{(a q)}^{-} + H^{+} & = H_{2} O_{(l)} \\ C H_{3} C O O H_{(a q)} + H O_{(a q)}^{-} & \to C H_{3} C O O_{(a q)}^{-} + H_{2} O_{(l)} \end{aligned}

Il y a transfert d’un ion hydrogène $H^{+}$ de l’acide éthanoïque (acide) vers l’ion hydroxyde (base).

Cas de l’eau et espèces amphotères

Important

Une espèce amphotère est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

L’eau $H_{2} O$ intervient dans deux couples acido-basiques : $H_{3} O_{(a q)}^{+} / H_{2} O_{(l)}$ et $H_{2} O_{(l)} / H O_{(a q)}^{-}$ . C’est donc une espèce amphotère.

Les deux demi-équations sont :

$H_{2} O_{(l)} = H O_{(a q)}^{-} + H^{+}$
$H_{3} O_{(a q)}^{+} = H_{2} O_{(l)} + H^{+}$

Application :

Parmi les espèces chimiques du tableau précédent, identifier une autre espèce amphotère que l’eau.

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On observe que $H C O_{3 (a q)}^{-}$ est présent dans le couple $H_{2} C O_{3 (a q)} / H C O_{3 (a q)}^{-}$ en tant que base, et dans le couple $H C O_{3 (a q)}^{-} / C O_{3 (a q)}^{2 -}$ en tant qu’acide. C’est donc une espèce amphotère.

Important

On peut écrire l’équation de réaction suivante correspondant à l’autoprotolyse de l’eau (l’eau en tant qu’acide qui réagit avec l’eau en tant que base)

H_{2} O_{(l)} + H_{2} O_{(l)} ⇌ H_{3} O_{(a q)}^{+} + H O_{(a q)}^{-}

Toute solution aqueuse contient donc des ions $H_{3} O^{+}$ et $H O^{-}$ .

INFO

L’autoprotolyse est une réaction très limitée. Elle ne produit donc qu’une quantité très faible d’ions. Elle aura ainsi en général une influence négligeable sur la production des ions.

Transformations acides bases ​

Théorie de Brönsted et couples acide/base ​

Libération des ions hydrogènes ​

Réaction acide-base ​

Cas de l’eau et espèces amphotères ​

Transformations acides bases

Théorie de Brönsted et couples acide/base

Libération des ions hydrogènes

Réaction acide-base

Cas de l’eau et espèces amphotères