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Chapitre 4 :
Théorie de Brönsted
Notion d’équilibre chimique
Compétences à acquérir, exigibles au baccalauréat :
□ Définir le pH d’une solution aqueuse.
□ Mesurer le pH d’une solution aqueuse.
□ Savoir qu’une réaction chimique peut conduire à un état d’équilibre.
□ Ecrire des réactions acido-basiques en utilisant, selon les cas, les symboles →, ←, ⇋.
□ Définir et reconnaître un acide et une base selon la théorie de Brönsted.
□ Définir et utiliser la constante d’acidité d’un couple acide/base.
□ Mettre en œuvre une démarche expérimentale pour déterminer une constante d’acidité.
□ Calculer le pH d’une solution aqueuse d’acide fort ou de base forte.
□ Extraire et exploiter des informations pour montrer l’importance du contrôle du pH dans un milieu biologique.
□ Mettre en évidence l’influence des quantités de matière mises en jeu sur l’élévation de température observée.
Livre p 321 à p 342 (chapitre 16)
Introduction : Le sang peut être assimilé à une solution aqueuse dont le pH a une valeur voisine de 7,4. Le maintien de la valeur du pH du sang est dû à des échanges de protons entre des espèces chimiques régulatrices dont le 𝐶𝑂2, 𝐻2𝑂 et 𝐻𝐶𝑂3−.
Problème : Qu’est-ce qu’une réaction chimique par échange de proton ?
Activité documentaire 2 p 323 : Histoire des notions d’acide et de base Activité expérimentale : Mesures de pH
Activité expérimentale : comparaison des pH de différents acides et différentes bases de même concentration.
Un cours et quizz en vidéo : https://www.youtube.com/watch?v=Vv0BM0SiM7Q
I) Comment définir et mesurer le pH ?
1) Définition du pH
Toute solution aqueuse contient des ions oxonium 𝑯𝟑𝑶 (𝒂𝒒)+ .
Le pH d’une solution aqueuse est la grandeur définie par la relation : 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠([𝑯𝟑𝑶+]) (𝟏) avec : [𝐻3𝑂+] : concentration en ions oxonium (mol.L-1)
pH : sans unité
On peut également retrouver la concentration en ions oxonium 𝐻3𝑂 (𝑎𝑞)+ dans une solution grâce au pH de la solution : [𝑯𝟑𝑶+] = 𝟏𝟎−𝒑𝑯 (𝟐)
Les relations précédentes (𝟏) et (𝟐) sont valables pour des solutions diluées, c’est-à-dire lorsque : [𝐻3𝑂+] < 0,1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
2 inversement, si [𝐻3𝑂+] augmente, alors le pH diminue.
2) Mesure du pH
Selon la précision désirée, le pH se mesure avec un papier indicateur de pH ou un pH-mètre correctement étalonné. Il se compose d'une électrode combinée qui délivre une tension dépendant du pH de la solution dans laquelle elle est plongée, et d'une partie électronique composée essentiellement d’un amplificateur et d'un afficheur.
Pour indiquer une valeur fiable du pH d’une solution, un pH-mètre doit être préalablement étalonné avec des solutions étalons de pH stable (tampon) connu. En réalité, le pH-mètre est un voltmètre mesurant la différence de potentiel entre deux électrodes ; l’une de ces électrodes a un potentiel proportionnel à la quantité d’ions oxonium en solution. L’utilisation de deux solutions étalons permet de calibrer la tension mesurée sur la valeur du pH.
Remarque : La précision de la mesure du pH dépend de nombreux facteurs : fraîcheur des solutions, température, état de la sonde, qualité de l’étalonnage... Même étalonné correctement, la précision du pH-mètre sera au mieux de 0,05 unité de pH mais le plus souvent de 0,1 unité de pH. Soit une incertitude relative de plus de 10 % sur la valeur de la concentration en ions 𝐻3𝑂+ !! Aussi toute concentration déduite d’une mesure de pH ne peut être exprimée qu’avec 2 chiffres significatifs au plus.
Exemple : pour 𝑝𝐻 = 3,18 à l’affichage, on a : [𝐻3𝑂+] = (6,6 ± 0,8) × 10−4 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 Echelle du papier indicateur de pH avec quelques exemples correspondant à la vie courante :
Acide Neutre Basique
Baguette en verre (propre)
2 à 3 gouttes de liquide dont le pH est à tester Petit morceau de
papier pH dans une coupelle
Nuancier (fourni avec la boîte de papier pH)
Une solution est acide quand : [𝐻3𝑂+] > [𝐻𝑂−]
et que : 𝑝𝐻 < 7 à 25°C.
Une solution est neutre quand : [𝐻3𝑂+] = [𝐻𝑂−]
et que : 𝑝𝐻 = 7 à 25°C.
Une solution est basique quand : [𝐻3𝑂+] < [𝐻𝑂−]
et que : 𝑝𝐻 > 7 à 25°C.
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II) La théorie des acides et bases de Brönsted et Lowry
Remarque : L’atome d’hydrogène possède un proton (dans son noyau) et un électron. L’ion hydrogène 𝐻+ est un atome d’hydrogène privé d’un électron : il n’est alors constitué que d’un seul proton. C’est pourquoi l’ion hydrogène 𝐻+ est souvent appelé proton.
1) Définition des acides et bases
En 1923, le chimiste danois Joannes Brönsted (1879-1947) et le chimiste anglais Thomas Lowry (1874-1936) ont observé que certaines transformations chimiques pouvaient être modélisées par des transferts de protons 𝐻+ entre les espèces impliquées. Ils proposent simultanément une même définition des notions d’acide et de base.
• Un acide est une espèce chimique susceptible de céder au moins un proton 𝐻+ (ou ion hydrogène).
• Une base est une espèce chimique susceptible de capter au moins un proton 𝐻+ (ou ion hydrogène).
Ces définitions sont indissociables à tel point qu’à tout acide est associée (on dira « conjuguée ») une base et réciproquement, après gain/perte de proton :
• En cédant un proton 𝐻+, un acide, noté 𝐴𝐻, se transforme en base.
• En captant un proton 𝐻+, une base, notée 𝐴−, se transforme en acide.
• On dit alors que l’acide et sa base sont conjugués.
Cela peut se traduire en équation chimique de la forme :
𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒→𝑏𝑎𝑠𝑒+ 𝐻+ ou 𝑏𝑎𝑠𝑒+ 𝐻+→𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒
2) Couple acide/base
Un couple acide/base, noté 𝑨𝑯/𝑨−, est constitué de deux entités chimiques qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un ion hydrogène 𝑯+ (ou proton).
Un couple acide/base, noté 𝐴𝐻/𝐴−, est défini par la demi-équation acido-basique :
𝐴𝐻 ⇋ 𝐴−+ 𝐻+ 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒 ⇋𝑏𝑎𝑠𝑒+ 𝐻+
Le signe ⇋ traduit le fait que la réaction peut se faire dans les deux sens de la demi-équation : « → » sens direct et « ← » sens inverse.
Exemples de couples acide/base conjugués avec leur demi-équation acido-basique :
Couple acide/base conjugués Demi-équation acido-basique correspondante
𝐻𝐶𝑙 / 𝐶𝑙−𝐻𝑁𝑂3 / 𝑁𝑂3 − 𝑅 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 / 𝑅 − 𝐶𝑂𝑂−
𝐻𝐶𝑙 ⇋𝐶𝑙−+ 𝐻+ 𝐻𝑁𝑂3 ⇋𝑁𝑂3 −+ 𝐻+ 𝑅 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 ⇋𝑅 − 𝐶𝑂𝑂−+ 𝐻+
Brönsted Lowry
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• Couples de l’eau : L’eau 𝐻2𝑂 appartient à deux couples acido-basiques. Elle possède alors deux demi- équations acido-basiques.
Couple acide/base conjugués Demi-équation acido-basique correspondante
𝐻3𝑂+ / 𝐻2𝑂𝐻2𝑂 / 𝐻𝑂−
𝐻3𝑂+ ⇋𝐻2𝑂+ 𝐻+ 𝐻2𝑂 ⇋𝐻𝑂−+ 𝐻+
L’eau 𝐻2𝑂 est donc la base du couple 𝐻3𝑂+ / 𝐻2𝑂 et l’acide du couple 𝐻2𝑂 / 𝐻𝑂−. On dit alors que l’eau 𝐻2𝑂 est un ampholyte ou une espèce amphotère (ici : molécule amphotère).
• Autres exemples d’espèce amphotères : o L’ammoniac 𝑁𝐻3 :
Couple acide/base conjugués Demi-équation acido-basique correspondante
𝑁𝐻4 + / 𝑁𝐻3
𝑁𝐻3 / 𝑁𝐻2 −
𝑁𝐻4 + ⇋𝑁𝐻3+ 𝐻+ 𝑁𝐻3 ⇋𝑁𝐻2 −+ 𝐻+
o L’ion hydrogénosulfate 𝐻𝑆𝑂4 − :
Couple acide/base conjugués Demi-équation acido-basique correspondante
𝐻2𝑆𝑂4 / 𝐻𝑆𝑂4 −𝐻𝑆𝑂4 − / 𝑆𝑂4 2−
𝐻2𝑆𝑂4 ⇋𝐻𝑆𝑂4 −+ 𝐻+ 𝐻𝑆𝑂4 − ⇋𝑆𝑂4 2−+ 𝐻+
Remarque : L'ion hydrogène 𝐻+ (ou proton) transféré ne doit pas être confondu avec l'ion oxonium 𝐻3𝑂+ noté également 𝐻 (𝑎𝑞)+ . On note simplement le proton 𝐻+ libéré car il sera capté par une base présente dans la solution, cette base pouvant être de l’eau. (Voir les couples de l’eau.)
3) Réactions acido-basiques
Le formalisme acido-basique de Brönsted permet de modéliser certaines transformations chimiques au moyen d’un transfert de proton(s). L’équation qui schématise la transformation implique toujours un acide et une base de deux couples acido-basiques.
➔ La réaction entre un acide 𝐴𝐻(1) et une base 𝐴 (2)− met en jeu les couples acide/base suivant : 𝐴𝐻(1) / 𝐴 (1)−
𝐴𝐻(2) / 𝐴 (2)− Ce qui permet d’écrire la réaction acido-basique suivante :
𝐴𝐻(1) 𝐴 (2)− + 𝐻+
⇋
⇋
𝐴 (1)− + 𝐻+ 𝐴𝐻(2) 𝐴𝐻(1)+ 𝐴 (2)− + 𝐻+
𝐴𝐻(1)+ 𝐴 (2)−
⇋
⇋
𝐴 (1)− + 𝐻+ + 𝐴𝐻(2) 𝐴 (1)− + 𝐴𝐻(2)
Le proton échangé 𝐻+ est purement formel et n’existe pas seul en solution : dans l’équation de réaction, contrairement aux demi-équations, il n’apparaît pas.
Réactifs
Réaction acido-basique obtenue :
5 Exemple : La réaction entre l’ammoniac et l’eau met en jeu les couples acide/base suivant :
𝐻2𝑂(𝑎𝑞) / 𝐻𝑂(𝑎𝑞)− 𝑁𝐻4 +(𝑎𝑞) / 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)
Ce qui permet d’écrire la réaction acido-basique suivante : 𝐻2𝑂(𝑎𝑞)
𝑁𝐻3(𝑎𝑞)+ 𝐻+
⇋
⇋
𝐻𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻+ 𝑁𝐻4 +(𝑎𝑞) 𝐻2𝑂(𝑎𝑞)+ 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)+ 𝐻+
𝐻2𝑂(𝑎𝑞)+ 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)
⇋
⇋
𝐻𝑂(𝑎𝑞)− + 𝐻+ + 𝑁𝐻4 +(𝑎𝑞) 𝐻𝑂(𝑎𝑞)− + 𝑁𝐻4 +(𝑎𝑞)
Schématiquement, la réaction acido-basique qui s’est produite est la suivante :
III) Qu’est-ce qu’un équilibre chimique ?
Réactifs
Réaction acido-basique
