Acide/Base

Donner les formules brutes
et développées de ces acides.

Quel est le point commun de ces acides ?

Définition d’un acide
selon Brönsted :

Définition d’une base
selon Brönsted :

Couples acide-base

En cédant un proton, un acide $\color{red}\ce{AH}$ se transforme en sa base conjuguée $\color{blue}\ce{A-}$ :

$\ce{\color{red}AH\color{black} –> \color{blue}A- \color{black} + \color{green}H+}$

Exemples :

$($$\ce{\color{red}{CH3COOH}}$$/$$\color{blue}\ce{CH3COO-}$$)$

$($$\ce{\color{red}{NH4+}}$$/$$\color{blue}\ce{NH3}$$)$

L’eau est une espèce amphotère
car elle est à la fois la base d’un couple
et l’acide d’un autre couple !

Quels seraient son acide et sa base conjuguée ?

$$\ce{(\color{red}{H3O+}/\color{blue}{\underline{\ce{H2O}}})}$$ $$\ce{(\color{red}{\underline{\ce{H2O}}}/\color{blue}{OH-})}$$

$\ce{H3O+}$ est l’ion oxonium
et $\ce{OH-}$ (ou $\ce{HO-}$) est l’ion hydroxyde.

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 de protons $\color{green}\ce{H+}$.

Soient les couples $\ce{(AH/\ce{A-})}$ et $\ce{(BH/\ce{B-})}$,
la réaction entre $\ce{AH}$ et $\ce{B-}$ s’écrit :

$\ce{AH + B- –>A- + BH}$

Exemple :

Écrire la réaction entre l’ammoniac $\ce{NH3}$
et l’acide ethanoïque $\ce{CH3COOH}$.

Les deux couples acide-base mis en jeu : $\ce{(NH4+/NH3)}$ et $(\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-})$

$\ce{CH3COOH +NH3 –> CH3COO- + NH4+}$

Exemple :

Écrire la réaction entre l’ammoniac $\ce{NH3}$
et l’eau $\ce{H2O}$.

Les trois couples acide-base mis en jeu : $\ce{(NH4+/NH3)}$, $(\ce{H3O+}/\ce{H2O})$ et $(\ce{H2O}/\ce{OH-})$

$\ce{H2O + NH3 –> OH- + NH4+}$

Exemple :

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

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

Qu’est-ce qu’une solution acide ?

Solution acide :

$\ce{[\color{red}{H3O+}]}>\ce{[\color{blue}{OH-}]}$

Solution basique :

$\ce{[\color{red}{H3O+}]}<\ce{[\color{blue}{OH-}]}$

Et solution neutre :

$\ce{[\color{red}{H3O+}]}=\ce{[\color{blue}{OH-}]}$

Définitions équivalentes
utilisant le $\text{pH}$

Solution acide :

$\text{pH}<7$

Solution basique :

$\text{pH}>7$

Et solution neutre :

$\text{pH}=7$

Comment savoir qu’une solution est acide ?

Indicateurs colorés

papier pH
bandelette test

Chou rouge

Hortensias

pH-mètre                               

C’est quoi le $\text{pH}$ ?

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

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

Et on sait aussi que :

ajout de $\ce{AH}$ $\Rightarrow$ $\text{pH}$➘

Le $\text{pH}$ est lié à la concentration
en ions oxonium $\ce{[H3O+]}$
Quand l’un augmente, l’autre diminue.

Définition du pH :

Si $\ce{[H3O+]}=\pu{1,0E-8 mol * L-1}$,

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

Si $\ce{[H3O+]}=\pu{1,00E-12 mol * L-1}$,

$\text{pH}=$ $12,0$

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

$\text{pH}=$ $1,6$

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

$\text{pH}=$ $12,1$

Précision sur la précision :

on écrit généralement le pH
avec un seul chiffre après la virgule.

Pour obtenir $\ce{[H3O+]}$ à partir du $\text{pH}$, on fait :

$\displaystyle\ce{[H3O+]} = 10^{-\text{pH}}$

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 $\text{pH}=0,5$

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

Petit exercice

On fait barboter $n=\pu{5,0E-3 mol}$
d’acide chlorhydrique $\ce{HCl (g)}$
dans $V=\pu{500 mL}$ d’eau.

L’acide chlorhydrique se dissocie alors totalement et l’équation de la réaction est : $$\ce{HCl_{(g)} + H2O_{(l)} -> H3O+_{(aq)} + Cl-_{(aq)}} $$

Que vaut le pH de la solution ?