La vie étant apparue dans les milieux aqueux et les êtres vivants étant composés majoritairement d'eau, l'étude des réactions chimiques en solution aqueuse est un domaine central de la chimie.
Parmi ces réactions, les réactions acido-basiques sont au cœur de procédés organiques (la destruction des aliments par l'estomac, la dégradation par les intestins, etc) ou inorganiques (le principe d'action des déboucheurs d'évier, l'oxydation des métaux, etc) complexes. L'étude des acides et des bases et la façon dont ils réagissent ensemble est donc fondamentale.
Le pH
La définition du pH
Potentiel hydrogène (pH)
Le potentiel hydrogène, noté pH, est lié à la concentration en ion oxonium \ce{[H3O+]} par la relation suivante :
pH=-\log\left(\left[\ce{H3O+}\right]\right)
Pour une solution dont la concentration en ions oxonium est de 1,0.10-4 mol.L-1, le pH sera de :
pH=-\log\left(\left[\ce{H3O+}\right]\right)
pH= -\log\left(1{,}0.10^{-4}\right)
pH= 4
La mesure du pH
Le pH se mesure à l'aide :
- D'un pH-mètre pour une mesure précise
- De papier pH pour une estimation grossière
L'échelle de pH dans une solution aqueuse
Dans une solution aqueuse, le pH d'une solution est compris entre 0 et 14 :
Échelle de pH dans l'eau, à 25°C
Les acides et les bases
Les acides et les bases selon Brønsted
Acide de Brønsted
Un acide de Brønsted est une espèce chimique susceptible de libérer un ou des protons dans un milieu.
L'acide chlorhydrique de formule HCl est un acide au sens de Brønsted car il se dissocie dans l'eau en ions \ce{Cl-} et \ce{H+} (qui sont sous forme d'ions \ce{H3O+} en solution aqueuse). Il libère donc des protons.
Base de Brønsted
Une base de Brønsted est une espèce chimique susceptible de capter un ou des protons d'un milieu.
La soude de formule \ce{NaOH}, se dissocie dans l'eau en ions \ce{Na+} et ions \ce{OH-} (appelés ions hydroxydes). Ces ions hydroxydes vont réagir avec des protons pour former de l'eau. La soude est une espèce susceptible de capter des protons donc une base selon Brønsted.
Les couples acido-basiques
Lorsqu'un acide, noté AH , est mis dans de l'eau, il se dissocie suivant la réaction que voici :
AH+\ce{H2O}=\ce{A-}+\ce{H3O+}
L'espèce chimique \ce{A-} s'appelle la base conjuguée de l'acide AH. L'acide et sa base conjuguée forment un couple acido-basique noté AH/A^-.
La réaction de dissociation de l'acide éthanoïque (\ce{CH3COOH}) dans l'eau s'écrit :
\ce{CH3COOH}+\ce{H2O} = \ce{CH3COO-}+\ce{H3O+}
La base conjuguée de l'acide éthanoïque est l'ion éthanoate (\ce{CH3COO-}). L'acide et la base conjuguée forment un couple acido-basique noté \ce{CH3COOH/CH3COO-}.
Le cas particulier de l'eau
L'eau est à la fois un acide et une base qui intervient dans deux couples acido-basiques :
- En tant qu'acide dans le couple \ce{H2O/OH-}
- En tant que base dans le couple \ce{H3O+/H2O}
On dit que l'eau est une espèce amphotère ou que c'est un ampholyte (il en existe d'autres).
Réaction d'autoprotolyse de l'eau
La réaction d'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre l'eau en tant qu'acide et l'eau en tant que base qui s'écrit :
2\ce{H2O} \ce{ \lt = \gt } \ce{H3O+}+\ce{OH-}
Cette réaction est caractérisée par le produit ionique de l'eau.
Produit ionique de l'eau
Le produit ionique de l'eau est le produit défini par la relation suivante :
K_e=\left[\ce{H3O+}\right] \times \left[\ce{OH-}\right]
A la température de 25°C :
K_e =10^{-14}
L'équilibre acido-basique
Les acides forts et les bases fortes
Les acides forts et les bases fortes sont des acides et des bases pour lesquels la réaction avec l'eau est totale :
- \ce{AH}+\ce{H2O}\ce{->}\ce{A-}+\ce{H3O+}
- \ce{A-}+\ce{H2O}\ce{->}\ce{AH}+\ce{OH-}
L'équation d'une réaction totale s'écrit avec une flèche à sens unique (\ce{->}) tournée dans le sens de formation des produits.
L'acide chlorhydrique ou l'acide sulfurique sont des exemples d'acides forts tandis que la soude est un exemple de base forte.
Les acides et les bases faibles
Les acides et les bases faibles sont des acides et des bases pour lesquels la réaction avec l'eau n'est pas totale :
- \ce{AH}+\ce{H2O} \ce{ \lt = \gt }\ce{A-}+\ce{H3O+}
- \ce{A-}+\ce{H2O}\ce{ \lt = \gt }\ce{AH}+\ce{OH-}
Les réactions sont dites équilibrées.
L'équation d'une réaction équilibrée s'écrit en utilisant deux flèches de sens opposé (\ce{<=>}).
État d'équilibre chimique
Une réaction chimique atteint un état d'équilibre chimique lorsque le système n'évolue plus alors que tous les réactifs sont encore présents. Cet état est caractérisé par une constante d'équilibre.
La constante d'acidité
Constante d'acidité K_a
La constante d'acidité K_a est la constante qui caractérise la réaction de dissociation d'un acide faible AH.
Constante d'acidité K_a
La constante d'acidité K_a d'un couple acido-basique AH/A^- est liée aux concentrations des espèces chimiques présentes à l'équilibre, par la formule suivante :
K_a=\dfrac{\left[\ce{A-}\right]\left[\ce{H3O+}\right]}{\left[\ce{AH}\right]}
La constante d'acidité de l'acide éthanoïque est de 1,8.10-5.
Pour des raisons de commodités, il est préférable d'utiliser l'opposé du logarithme décimal de la constante d'acidité noté pK_a.
pK_a
Le pK_a est l'opposé du logarithme décimal du K_a :
pK_a=-\log\left(K_a\right)
Sachant que le K_a de l'acide éthanoïque vaut 1,8.10-5, voici la valeur de son pK_a :
pk_a = -\log\left(K_a\right)
pk_a = -\log\left(1{,}8.10^{-5}\right)
pk_a =4{,}8
Les domaines de prédominance
Le domaine de prédominance d'une espèce est le domaine de pH pour lequel cette espèce est en quantité majoritaire.
Une espèce quelconque X prédomine sur une espèce Y si \left[X\right]>\left[Y\right].
Pour représenter les domaines de prédominance des espèces acido-basiques, on utilise des diagrammes de prédominance.
Diagramme de prédominance de couple AH/A^-
La détermination du pH d'une solution
Le pH d'une solution d'acide fort
pH d'une solution d'acide fort
Lorsque l'on dissout un acide fort AH dans de l'eau, le pH de la solution est donné par la formule suivante :
pH=-\log\left(C_0\right)
Avec C_0 la concentration en acide dissous (en mol/L).
Soit une solution aqueuse d'acide chlorhydrique dont la concentration C_0 vaut 1,0.10-2 mol.L-1, son pH vaudra :
pH=-\log\left(C_0\right)
pH=-\log\left(1{,}0.10^{-2}\right)
pH= 2
Le pH d'une solution de base forte
pH d'une solution de base forte
Lorsque l'on dissout une base forte A^- dans de l'eau, le pH de la solution est donné par la formule suivante :
pH=14+\log\left(C_0\right)
Avec C_0 la concentration en base dissoute (en mol/L).
Soit une solution aqueuse de soude dont la concentration C_0 vaut 1,0.10-2 mol.L-1, son pH vaudra :
pH=14+\log\left(C_0\right)
pH=14+\log\left(1{,}0.10^{-2}\right)
pH=12
Le pH d'une solution d'acide (ou base) faible
Le pH d'une solution d'acide (ou de base) faible dépend des concentrations en acide (respectivement en base) et en base conjuguée (respectivement en acide conjugué) une fois l'équilibre atteint mais dépend également du pK_a du couple.
Relation entre pH et pK_a
Le pH et le pK_a d'un couple acido-basique sont liés par la relation suivante :
pH=pK_a+\log\left(\dfrac{\left[\ce{A-}\right]_{éq}}{\left[\ce{AH}\right]_{éq}}\right)
Avec :
- \left[AH\right]_{éq} la concentration en acide à l'équilibre
- \left[A^-\right]_{éq} la concentration en base conjuguée à l'équilibre
Le contrôle du pH d'une solution : les solutions tampons
Solution tampon
Une solution tampon est une solution dont le pH ne varie pas suite à l'ajout modéré d'un acide ou d'une base ou par effet de dilution.
De telles solutions peuvent être obtenues en mélangeant en quantité stoechiométrique un acide faible et sa base conjuguée. Le pH d'une telle solution est alors proche du pK_a du couple acido-basique.
Le mélange de 20 mL d'une solution d'acide éthanoïque à 1 mol.L-1 avec 20 mL d'une solution d'ions éthanoate à 1 mol.L-1 donne une solution tampon dont le pH reste fixé à 4,8 (soit la valeur du pK_a du couple).
Les réactions acido-basiques
Réaction acido-basique
Une réaction acido-basique est une réaction au cours de laquelle l'acide A_1H d'un couple A_1H/A^{-}_1 échange un proton avec la base conjuguée A^{-}_2 d'un couple A_2H/A^{-}_2 qui s'écrit :
A_1H+A^{-}_2\ce{ \lt = \gt } A^{-}_1 + A_2H
La réaction de l'acide éthanoïque du couple \ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-} avec les ions hydroxyde du couple \ce{H2O/OH-} s'écrit :
\ce{CH3COOH}+\ce{OH-}\ce{<=>}\ce{CH3COO-}+\ce{H2O}
Les réactions acido-basiques ne sont pas nécessairement totales.
La réaction d'un acide fort et d'une base forte
La réaction acido-basique entre un acide fort et une base forte est toujours une réaction totale et quasi-instantanée. L'acide et la base étant totalement dissociés dans l'eau, la réaction s'écrit :
\ce{H3O+}+\ce{OH-}\ce{->}\ce{2H2O}
On considère la réaction entre l'acide chlorhydrique et la soude dans l'eau :
- L'acide chlorhydrique se dissocie totalement en ions \ce{H3O+} et \ce{Cl-}.
- La soude se dissocie totalement en ions \ce{OH-} et \ce{Na+}.
- Les ions \ce{H3O+} et \ce{OH-} réagissent totalement pour former de l'eau.
Le caractère exothermique
Réaction exothermique
Une réaction exothermique est une réaction qui dégage de la chaleur.
Les réactions acido-basiques entre une base forte et un acide fort sont fortement exothermiques. Pour des concentrations trop élevées, ces réactions peuvent entraîner une explosion. Il faut donc tenir compte de ces risques (en plus des consignes de sécurité liées à l'utilisation des acides et des bases) lors de manipulations.