Acide/Base

Quel est le point commun de ces acides ?

Définition d’un acide
de Brønsted :

Espèce chimique capable de
céder un ion hydrogène $\ce{H+}$

Définition d’une base
de Brønsted :

Une espèce chimique capable de
capter un ion hydrogène $\ce{H+}$

Couples acide-base

En cédant un proton, un acide $\color{#EE220C}\ce{AH}$
se transforme en sa base conjuguée $\color{#0076BA}\ce{A-}$ :

$\ce{\color{#EE220C}AH\color{black} –> \color{#0076BA}A- \color{black} + \color{#D41876}H+}$

$\ce{(\color{#EE220C}{AH}/\color{#0076BA}{A-})}$ est un couple acide-base

Exemples :

$($$\ce{\color{#EE220C}{CH3COOH}}$$/$$\color{#0076BA}\ce{CH3COO-}$$)$

acide éthanoïque / ion éthanoate


$($$\ce{\color{#EE220C}{NH4+}}$$/$$\color{#0076BA}\ce{NH3}$$)$

ion ammonium / ammoniac

Les deux exemples précédents font partie
de deux familles chimiques ayant
des propriétés acidobasiques :

  • acide carboxylique / ion carboxylate

  • ion ammonium / amine

Autre exemple :

$($$\ce{\color{#EE220C}{H2CO3}}$$/$$\color{#0076BA}\ce{HCO3-}$$)$

acide carbonique / ion hydrogénocarbonate

$($$\ce{\color{#EE220C}{HCO3-}}$$/$ $\color{#0076BA}\ce{CO3^2-}$$)$

ion hydrogénocarbonate / ion carbonate

Que peut-on dire de l’acide carbonique $\ce{\color{#EE220C}H2CO3}$ ?



C'est un diacide !

Remarque

l’acide carbonique est formé par la réaction
du dioxyde de carbone dissous avec l’eau :

$$\ce{CO2 (aq) + H2O (\ell) -> H2CO3 (aq)}$$

Il est responsable de l'acidification des océans !

Et que peut-on dire de l’ion bicarbonate $\ce{HCO3-}$ ?

C'est à la fois la base de l'acide carbonique
et l'acide de l'ion carbonate.

On dit qu'il s'agit d'une espèce amphotère
ou d'un ampholyte.

Remarque

Le caractère amphotère de l’ion bicarbonate
lui permet de jouer un rôle de tampon.

Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lors de l'addition d'une petite quantité d'un acide, d'une base ou lors d'une légère dilution.

Dans le sang, l'ion bicarbonate participe
ainsi à la régulation du pH.

Dernier exemple :


$($$\ce{\color{#EE220C}{H3O+}}$$/$ $\color{#0076BA}\ce{H2O}$$)$

ion oxonium / eau

$($$\ce{\color{#EE220C}{H2O}}$ $/$ $\color{#0076BA}\ce{HO-}$$)$

eau / ion hydroxyde

Que peut-on dire de l’eau ?


L'eau est une espèce amphotère.

ou

L'eau est un ampholyte.

Réaction acido-basique

C’est la réaction entre l’acide d’un couple
et la base d’un autre couple.

Il y a alors échange d'un ion hydrogène $\color{#D41876}\ce{H+}$
donné par l'acide et capté par la base.

Soient les couples $\ce{({\color{#EE220C}A\color{#D41876}H}/\ce{A-})}$ et $\ce{(BH/{\ce{\color{#0076BA}B-}})}$,
la réaction entre $\ce{\color{#EE220}A\color{#D41876}H}$ et $\color{#0076BA}\ce{B-}$ s’écrit :


$$\ce{\color{#EE220}A\color{#D41876}H\color{black} + \color{#0076BA}B^- \color{black} ->A- + BH}$$

Exemple :

Écrire la réaction entre l’ammoniac $\color{#0076BA}\ce{NH_3}$
et l’acide ethanoïque $\ce{\color{#EE220C}CH3COO\color{#D41876}H}$.

Les deux couples acide-base mis en jeu : $\ce{(NH4+/{\color{#0076BA}NH_3})}$ et $(\ce{\color{#EE220C}CH3COO\color{#D41876}H}/\ce{CH_3COO-})$

$\ce{{\color{#EE220C}CH_3COO\color{#D41876}H} +{\color{#0076BA}NH_3} -> CH_3COO- + NH4+}$

Exemple :

Écrire la réaction entre
l’ammoniac $\ce{NH_3}$ et l’eau $\ce{H2O}$.

Les trois couples acide-base mis en jeu : $\ce{(NH4+/NH_3)}$, $(\ce{H3O+}/\ce{H2O})$ et $(\ce{H2O}/\ce{OH-})$


$$\ce{H2O + NH_3 -> OH- + NH4+}$$

Exemple :

Écrire la réaction entre l’acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ et l’eau $\ce{H2O}$.

$$\ce{CH3COOH + H2O -> CH3COO- + H3O+}$$

Le potentiel Hydrogène ($\text{pH}$)

Lorsqu’une espèce acide $\ce{AH}$ est ajoutée à une solution aqueuse, l’acide cède un ion hydrogène
à l’eau qui forme un ion oxonium $\ce{H3O+}$.

ajout de $\ce{AH}$ $\Rightarrow$ $\ce{[H3O+]}$➚


Et on sait aussi que si on ajoute
une espèce acide ($\ce{AH}$) en solution, $\text{pH}$➘

Le $\text{pH}$ est lié à la concentration
en ions oxonium $\ce{[H3O+]}$.

Quand l'un augmente, l'autre diminue.

Définition du pH :

$$\displaystyle\text{pH} = -\log\left(\frac{\ce{[H3O+]}}{c^\circ}\right)$$
  • le pH est sans unité
  • $c^\circ = \pu{1 mol*L-1}$
    (concentration standard)

Si $\ce{[H3O+]}=\pu{1E-8 mol * L-1}$,

$\text{pH}=$ $8,0$


Si $\ce{[H3O+]}=\pu{1,0E-12 mol * L-1}$,

$\text{pH}=$ $12,00$

Si $\ce{[H3O+]}=\pu{2,5E-2 mol * L-1}$,

$\text{pH}=$ $1,60$


Si $\ce{[H3O+]}=\pu{8,4E-13 mol * L-1}$,

$\text{pH}=$ $12,08$

Précision sur la précision 🧐

Le nombre de chiffres significatifs de la concentration en ions oxonium correspond
au nombre de chiffres après la virgule du pH.

En effet, la partie entière ne donne que
l'ordre de grandeur (la puissance de 10)
de la concentration (la mantisse de la notation scientifique reste donc indéterminée)

Mais en pratique, les pH s’écrivent généralement avec un seul chiffre après la virgule car cela correspond à la précision des pH-mètres.

Or cela implique une concentration à un seul chiffre significatif ! Mais c'est rarissime
que cela soit respecté dans les sujets...

En pratique, lorsqu'on passe
de pH à concentration, on garde deux chiffres significatifs (à tort mais c'est comme ça).

Pour obtenir $\ce{[H3O+]}$ à partir du $\text{pH}$ ?

$$\ce{[H3O+]} = c^\circ\times10^{-\text{pH}}$$

Si $\text{pH}=7,0$

$\ce{[H3O+]}=$ $\pu{1,0E-7 mol * L-1}$


Si $\text{pH}=1,0$

$\ce{[H3O+]}=$ $\pu{1,0E-1 mol * L-1}$

Si $\text{pH}=9,8$

$\ce{[H3O+]}=$ $\pu{1,6E-10 mol * L-1}$


Si $\text{pH}=0,5$

$\ce{[H3O+]}=$ $\pu{3,2E-1 mol * L-1}$

Comment mesure-t-on le pH ?

pH-mètre                               







papier pH
bandelette test



Chou rouge

Hortensias









Petit exercice

On fait barboter $n=\pu{5,0E-3 mol}$
de chlorure d’hydrogène $\ce{HC\ell (g)}$
dans $V=\pu{500 mL}$ d’eau.

La dissociation du chlorure d’hydrogène
est totale et l’équation de la réaction est : $$\ce{HC\ell (g) + H2O (\ell) -> H3O+ (aq) + C\ell^- (aq)} $$

Que vaut le pH de la solution ?

Et si on dilue la solution 10 fois, que devient le pH ?

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