Chapitre 1 : Les transformations acide-base

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Chapitre 1 : Les transformations acide-base

Introduction : Les notions d’acide et de bases ont évoluées au cours du temps :

1) Acidobasicité de Brönsted( 1879-1947 ) 1.1. Acide selon Brönsted :

→ Un acide est une espèce capable de céder au moins un proton 𝐇⁺ AH → 𝐀⁻ + 𝐇⁺

→ Exemple : C𝐇_𝟑COOH → CH₃COO⁻ + H⁺ HCl → H⁺ + Cl^–

CH3 – COOH → H⁺ + CH3 – COO^– H3O⁺ → H⁺ + H2O

1.2. Base selon Brönsted :

→ Une base selon Brönsted est une espèce capable de capter au moins un proton 𝐇⁺ 𝐀⁻ + 𝐇⁺ → AH

→ Exemple : C𝐇_𝟑CO𝐎⁻ + H⁺ → CH₃COOH Cl^– + H⁺ → HCl

CH3 – COO^– + H⁺ → CH3 – COOH H2O + H⁺ → H3O⁺

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1.3. Couples acide/base :

• On remarque que l’on passe de l’acide à la base par TRANSFERT de protons. Dans l’exemple précédent, les 2 équations peuvent se résumer à :

CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺

La double flèche signifiant que la réaction peut se faire dans les 2 sens.

Ces 2 espèces forment un COUPLE acide/ base :

→ Un couple acide/ base AH/𝐀⁻ est définit par la DEMI EQUATION acido basique : 𝐀⁻ + 𝐇⁺ ⇄ AH

On dit que AH et 𝐀⁻ sont 2 espèces conjuguées l’une de l’autre

• Remarque : Pour certains couples , on peut écrire BH⁺ / B : N𝐻₄⁺ / N𝐻₃ : N𝐻₄⁺ ⇄ N𝐻₃ + H⁺

1.4. Réaction acido basiques :

• Une réaction acido-basique se produit lorsqu’un acide d’un couple (couple 1) cède un proton à la base d’un autre couple (couple 2).

• Exemple :On mélange de l’acide éthanoïque avec de la soude Na⁺ + HO^– (hydroxyde de sodium).

→ L’acide cède un proton à l’ion hydroxyde : CH3 – COOH  H⁺ + CH3 – COO^–

→ L’ion hydroxyde capte alors ce proton : HO^– + H⁺  H2O

L’équation bilan de cette réaction est donc : CH3 – COOH + HO^– → CH3 – COO^– + H2O Lors de cette réaction, on considère donc les deux couples acido-basiques :

- Couple 1 : CH3 – COOH / CH3 – COO^–

- Couple 2 : H2O / HO^–

• Remarque :

→ La DOUBLE flèche utilisée lors de l’écriture d’un couple acide/base est remplacée par une SIMPLE flèche qui détermine le sens de la transformation SPONTANEE.

→ Le formalisme est similaire à celui utilisé lors des réactions d’oxydoréduction.

Exercice 1 :

1. Donner l’acide conjugué des espèces chimiques suivantes :

L’ion benzoate C6H5 – COO^– ; L’eau H2O ; L’ion éthanolate CH3 – CH2 – O^– 2. L’ion amidure est la base conjuguée de l’ammoniac. Donner sa formule.

3. On fait réagir de l’acide méthanoïque avec de l’ammoniac NH3.

a. Ecrire les deux demi-équations protoniques ainsi que l’équation bilan de la réaction.

b. Ecrire les deux couples mis en jeux lors de cette réaction.

4. On verse de la soude dans une solution d’éthanoate de sodium. Qu’observe-t-on ? Justifier.

1.5. Exemples de Couples acide base :

→

Les acides carboxyliques : Ils sont de formule générale R-COOH et se transforment en ion carboxylate lorsqu’ils libèrent le

proton 𝐇⁺ de la fonction acide carboxylique. On écrit :

R-COOH/R-COO

^-

+

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3/ 5 Exemple de l’acide éthanoïque :

→ Les amines primaires possèdent un groupe caractéristique – NH2 . Le doublet non liant du groupe

caractéristique permet de capter un proton 𝐇⁺, las amines sont donc des BASES au sens de Brönsted. Elles se transforment en ion alkylammonium.

Exemple de la triméthylamine :

1.6. Espèces amphotères :

• Une espèce amphotère ou ampholyte peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base selon l’autre espèce chimique qu’on lui présente.

• Exemple :

→ On verse quelques gouttes d’acide nitrique HNO3 dans de l’eau : HNO3  H⁺ + NO3 –

H2O + H⁺  H3O⁺

HNO3 + H2O → NO3 – + H3O⁺

→ On verse quelques gouttes d’acétate de sodium dans de l’eau : H2O  H⁺ + HO^–

CH3 – COO^– + H⁺  CH3 – COOH

CH3 – COO^– + H2O → CH3 – COOH + HO^–

→ Cas des couples de l’acide carbonique :

L’acide carbonique H2CO3 est un acide instable qui se forme lors de la dissolution de dioxyde de carbone dans l’eau, selon le bilan : CO2 + H2O ⇌ H2CO3. Cet acide peut potentiellement libérer 2 proton 𝐇⁺ . On a donc les 2 couples :

+

Ici, l’eau capte un proton et joue le rôle d’une base au sens de Brönsted.

Le couple de l’eau à considérer est : H3O⁺ / H2O

+

Ici, l’eau donne un proton et joue le rôle d’un acide au sens de Brönsted.

Le couple de l’eau à considérer est : H2O / HO^–

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On remarque , que selon le couple considéré, l’espèce 𝐻𝐶𝑂₃⁻ est soit un acide, soit une base.

𝑯𝑪𝑶_𝟑⁻ est donc une espèce amphotère Remarque :

→ Autres exemples d’espèces amphotères :

L’ion hydrogénosulfate HSO4 – : H2SO4 / HSO4 – et HSO4 – / SO4 2–

L’ ammoniac NH3 : NH4 + / NH3 et NH3 / NH2 –

2) Le pH (potentiel Hydrogène) d’une solution aqueuse 2.1. Définition :

→ Le pH est une grandeur sans unité qui quantifie l’acidité d’une solution aqueuse. Il est définit par : pH = - log (^[H³^O⁺^]

𝑐⁰ ) avec [H₃O⁺] en mol/L et 𝑐⁰ = 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿

→ Cette relation est valable en milieu dilué : si [H₃O⁺] < 0,050 mol / L

→ On a la relation réciproque : [H₃O⁺] = 𝑐⁰∗ 10^−pH

• A 25 °C , le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14.

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5/ 5 Exercice 2 :

→ Calculer le pH d'une solution étiquetée [H₃O⁺] = 2.10^-2 mol.L^-1 .

→ Le pH mesuré est en fait 1,72 , calculez [H₃O⁺] .

2.2. Mesure du pH :

→ Le pH se mesure avec un indicateur coloré ( à quelques unités près), avec un papier pH ( à 1 unité près) ou avec un pH-mètre ( à 0,05 unité près).

• Remarque : Un pH-mètre doit être au préalable étalonné avec 2 solutions étalons

• Précision : l’incertitude sur la mesure d’un pH est de 0,05 unité au maximum, voire de 0.1 unité.

Toute concentration déduite d’une mesure de pH doit être exprimée avec au maximum 2 chiffres significatifs Exercice 3: Un pH-mètre mesure un pH = 5,5 . Connaissant l’incertitude sur la mesure de 0,05

unité, donnez un encadrement de la valeur de [H₃O⁺] Valeur du pH

0 7 14

[HO^–] [H3O⁺]

Milieu basique ou alcalin [H3O⁺] < [HO^–]

Milieu neutre [H3O⁺] = [HO^–]

Milieu acide [H3O⁺] > [HO^–]