I- Les acides et les bases.

1)- Acide et base selon Bronsted.

a)-  Historique.

-  (Svante Arrhenius chimiste suédois 1859 – 1927)

-  Pour le chimiste suédois, Arrhenius (1887),

-  Un acide AH est une substance capable de fournir des protons H⁺  en solution aqueuse.

-  Une base BOH est une substance capable de fournir des ions hydroxyde HO^– en solution aqueuse.

-  (Gilbert Newton Lewis : chimiste américain 1875 – 1946)

-  Selon Lewis (1916)  ) :

-  Un acide de Lewis est une entité chimique dont l’un des atomes possède une lacune électronique.

-  Ainsi le trifluorure de bore BF₃ est un acide de Lewis.

-  Il manque un doublet d’électrons à l’atome de bore pour s’entourer de huit électrons (règle de stabilité : règle de l’octet).

-  Il porte donc une lacune électronique :

-  On ajoute une case rectangulaire autour de l’atome de bore pour signaler la présence cette lacune électronique.

-  Une base de Lewis est une entité chimique dont l’un des atomes possède un doublet non liant.

-  La molécule d’ammoniac NH₃ est une base de Lewis.

-  L’atome d’azote porte un doublet non liant.

-  (Joannes Nicolaus Bronsted : chimiste danois 1879 – 1947) :

-  Pour Bronsted (1922), une base est une espèce chimique capable de capter un proton H⁺.

-  Il s’agit d’un cas particulier de la théorie de Lewis.

-  Le proton H⁺ joue le rôle d’un acide de Lewis et l’ion hydroxyde  joue le rôle de base de Lewis

b)-  Définition.

-  Pour le chimiste danois Joannes Nicolaus Bronsted un transfert d’ion hydrogène H⁺ a lieu entre un acide et une base.

-  Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un ion hydrogène H⁺.

-  L’acide AH se transforme alors en sa base conjuguée A^–.

-  Écriture formelle :

-  Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un hydrogène H⁺.

-  La base A^– se transforme alors en son acide conjugué AH.

-  Écriture formelle :

-  Exemples :

-  L’acide éthanoïque :

-  En cédant un ion hydrogène H⁺, l’acide éthanoïque CH₃COOH (aq) se transforme en ion éthanoate CH₃COO^– (aq).

-  L’ion éthanoate :

-  En captant un ion hydrogène H⁺, l’ion éthanoate CH₃COO^– (aq) se transforme acide éthanoïque CH₃COOH (aq).

-  L’acide éthanoïque CH₃COOH (aq) et l’ion éthanoate CH₃COO^– (aq) sont des espèces conjuguées.

2)- Couple acide-base.

a)-  La notation AH / A^–

-  L’acide AH et sa base conjuguée A^– forment un couple acide-base noté AH / A^–.

-  IL est possible de passer d’un à l’autre par transfert d’un ion hydrogène.

-  Écriture de la demi-équation du couple acide-base :

-  Signification :

-  Le signe  signifie que le transfert d’ion hydrogène peut se produire dans les deux sens.

b)-  Quelques couples.

-  Quelques couples acide-base. 

-  Tableau de quelques couples acide-base conjuguée 

c)-  Espèce amphotère.

-  L’eau appartient à deux couples acido-basiques.

-  L’ion H₃O⁺ est l’acide du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ)

-  L’ion HO^– (aq) est la base du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

-  L’eau est la base du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ) et l’acide du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

-  On dit que l’eau est un ampholyte ou une espèce amphotère.

-  Espèce amphotère :

-  Une espèce amphotère est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

-  Exemple :

d)-  Retour sur le schéma de Lewis.

Polarisation d'une molécule :

- Rappel :

-   Représentation :

►    Cas d’une molécule d’acide carboxylique :

-  Le schéma de Lewis de l’entité acide ou basique permet de comprendre son processus de formation.

-  Considérons une molécule d’acide carboxylique et la liaison oxygène –hydrogène qu’elle possède.

-  L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène :

-  χ (O) =  3,4 et χ (H) =  2,2

-  Il attire vers lui le doublet de liaison : on dit que la liaison O – H est polarisée.

-  Cette polarisation fait apparaître :

-  Un excédent de charge négative, noté – q ou (), sur l’atome d’oxygène (q représente une charge partielle).

-  Un excédent de charge positive, noté + q ou (), sur l’atome d’hydrogène.

-  Ceci favorise le départ  de l’atome d’hydrogène lié à l’atome d’oxygène.

-  Exemple : Le couple NH₄⁺ / NH₃ :

-  Schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac :

-  Le doublet non liant situé sur l’atome d’azote est un site donneur de doublet d’électrons.

-  Il permet de se lier à l’ion hydrogène qui présente une lacune en électron.

-  On obtient ainsi l’ion ammonium :

-  Du point de vue de Bronsted :

3)- Solutions aqueuses acides et basiques.

a)-  L’ion oxonium (autrefois hydronium) :

-  L'eau est capable de dissoudre un certain nombre de substances solides, liquides et gazeuses.

-  On obtient des solutions aqueuses.

-  L'eau est un solvant polaire.

-  La molécule d'eau est électriquement neutre, mais l'atome d'oxygène est plus électronégatif que l'atome d'hydrogène ( H : χ (H) =  2,2 et O :  χ (O) =  3,4).

-  En conséquence, il apparaît une charge partielle négative 2 (– q) sur l'atome d'oxygène et une charge partielle positive + q sur chaque atome d'hydrogène.

-  Les deux liaisons covalentes O – H d’une molécule d’eau sont polarisées.

-  Dans l'eau, l'ion hydrogène H⁺ joue un rôle très particulier du fait de sa petite taille (r_H+ = 10^–15 m).

-  Il est beaucoup plus petit que toute autre espèce chimique.

-  Dépourvu d'électrons, il peut s'approcher de très près d'une autre espèce chimique riche en électrons.

-  Il crée une association à la fois solide et de brève durée de vie avec une molécule d'eau pour donner l'ion oxonium : H₃O⁺.

-  Page web : Réaction chimique par échange de proton

b)-  Les solutions aqueuses acides et basiques :

-  On solution aqueuse, l’ion hydrogène s’associe à une molécule d’eau pour former l’ion oxonium H₃O⁺.

-  Solutions aqueuse acides :

-  Solution aqueuse d’acide éthanoïque :

-  Notation : CH₃COOH (aq)

-  Solution aqueuse d’acide chlorhydrique :

-  Notation : H₃O⁺(aq) + Cℓ^– (aq)

-  Solution aqueuse d’acide nitrique :

-  H₃O⁺(aq) + NO₃^– (aq)

-  Solution aqueuse basiques :

-  Solution aqueuse de soude (ou d’hydroxyde de sodium)

-  Na⁺(aq) + HO^– (aq)

-  Solution aqueuse d’ammoniac :

-  NH₃ (aq)

-  Remarque :

-  Les ions Na⁺(aq), Cℓ^– (aq) et NO₃^– (aq) sont des ions spectateurs pour les réactions acide-base.

-  Ils n’ont aucun caractère acide ou basique.

II- La réaction acide-base.

1)- Règles d’écriture.

-  Au cours d’une réaction acide-base, l’acide d’un couple réagit avec la base d’un autre couple.

-  Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton entre l’acide A₁H d’un couple sur la base A₂^– d’un autre couple.

-  Couple acide / base 1 : A₁H  H⁺  +  A₁^–

-  Couple acide / base 2  : A₂H   H⁺  +  A₂^–

-  Équation de la réaction :

-  On se place dans le cas où l’acide A₁H réagit sur la base A₂^–

A₁H  +  A₂^–    A₁^–  +  A₂H

ou

A₁H  +  A₂^–  →  A₁^–  +  A₂H

-  L’équation s’écrit avec

-  une double flèche  si la réaction est non totale ;

-  une simple flèche  → si la réaction est totale.

-  cette réaction met en jeu les couples acide / base suivants : A₁H / A₁^– et A₂H / A₂^–.

2)- Exemples.

-  Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau :

-  Cette réaction met en jeu les couples suivants :

-   CH₃COOH (aq) / CH₃COO ^– (aq) : CH₃COOH (aq)    CH₃COO ^– (aq) + H⁺

-  H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ) :   H₃O⁺ (aq)   H₂O (ℓ) + H⁺

-  La double flèche   indique que la réaction n’est pas totale.

-  Un transfert de protons a lieu entre les deux couples acide / base.

-  Réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac :

-  Cette réaction met en jeu les couples suivants :

-   CH₃COOH (aq) / CH₃COO ^– (aq) : CH₃COOH (aq)    CH₃COO ^– (aq) + H⁺

-  NH₄ ⁺ (aq) / NH₃ (aq) :   NH₄ ⁺ (aq)   NH₃ (aq) + H⁺

-  La flèche → indique que la réaction est totale.

-  Un transfert de protons a lieu entre les deux couples acide / base.

III- Le pH d’une solution.

1)- Introduction.

-  Toutes les solutions aqueuses contiennent les ions oxonium H₃O⁺ (aq) et les ions hydroxyde HO^–(aq).

-  L’eau distillée contient des molécules d’eau  H₂O (ℓ) (espèce majoritaire) mais aussi des ions oxonium H₃O⁺ (aq) et des ions hydroxyde HO^–(aq).

-  Ces ions sont en quantités égales et de très faibles concentrations.

-  À 25 ° C :

-  [H₃O⁺] = [HO^–] = 1,0 × 10^–7 mol .L^–1

-  Comme la valeur de la concentration molaire [H₃O⁺] peut varier entre

-  quelques mol . L^–1 et 10^–14 mol . L^–1,

-  le chimiste danois SORENSEN proposa une grandeur plus facile à manipuler, le pH (1909).

-  La notation pH est l’abréviation de « potentiel d’Hydrogène ».

-  SORENSEN a compris que le facteur déterminant n’était pas la concentration en acides, mais la concentration en ions hydrogène H⁺ provenant de ces acides.

-  C’est ainsi qu’il a été amené à définir le pH.

-  Par la suite, la définition du pH a évolué pour faire intervenir les ions oxonium H₃O⁺ (aq), forme solvatée des ions hydrogène H⁺.

2)- Définition du pH d’une solution aqueuse.

-  Le pH d’une solution est un indicateur d’acidité lié à la présence des ions oxonium H₃O⁺ (aq) en solution.

-  Remarques :

-  On écrit aussi : pH = – log [H₃O⁺] (relation utilisée jusqu’en 2010)

-  Le pH d’une solution est mesuré avec un pH-mètre. (IV-1)-)

-  Le pH augmente si [H₃O⁺] diminue et inversement.

 Échelle de pH

-  La fonction « log » représente la fonction logarithme décimal.

-  log 1 = 0 ; log 10 = 1 ; log 10ⁿ = n

-  La fonction log est différente de la fonction logarithme népérien noté ln.

-  C’est la fonction réciproque de la fonction f (x) = 10^x

-  Ainsi : log (10^x) = x  est équivalent à 10^{log (10x)} = x pour x > 0

-  La connaissance du pH permet de calculer la concentration molaire en ions H₃O⁺.

-  Exemple 1 :

-  pH = 2,0 ;

-  [H₃O⁺] = C⁰ ×10^{– pH} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{– 2} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{– 2} mol . L^–1

-  Le pH augmente d’une unité lorsque la concentration [H₃O⁺] est divisée par dix.

-  Exemple 2 :

-  On donne l’équation de la réaction de l’acide sulfurique sur l’eau :

-  H₂SO₄ (ℓ) + H₂O (ℓ) → 2 H₃O⁺ (aq) + SO₄^2– (aq)

-  Soit C la concentration en acide sulfurique (soluté apporté) :

-  C = 2,0 ×10^–2 mol . L^–1

-  Quelle est la concentration des différentes espèces chimiques dans la solution ?

-  En déduire la valeur du pH de la solution :

-  Concentration en ions oxonium :

-  [H₃O⁺]  = 2 C = 2 × 2,0 ×10^–2 mol . L^–1

-  [H₃O⁺]  =  4,0 ×10^–2 mol . L^–1

-  Concentration en ions sulfate :

-  [SO₄^2–]  = C = 2,0 ×10^–2 mol . L^–1

-  Valeur du pH de la solution :

-   

IV- Applications .

1)- La mesure du pH.

a)-  Les indicateurs colorés et le papier pH.

-  Comme indicateurs colorés, on utilise, l'hélianthine, le bleu de bromothymol (B.B.T) et la phénolphtaléine.

-  BBT :

-  Formule brute : C₂₇H₂₈Br₂O₅S

-  Formule topologique :

- Représentation 3D :

-  Les différentes teintes prises par le B.B.T suivant la valeur du pH de la solution :

-  Hélianthine :

-  Formule brute : C₁₄H₁₄N₃NaO₃S

-  Formule topologique :

-  Représentation 3 D :

-  Phénolphtaléine :

-  Formule brute : C₂₀H₁₄O₄

-  Représentation 3D :

-  L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer un encadrement de la valeur du pH d'une solution.

-  Le papier pH :

-  Le papier pH est imbibé d'un mélange de plusieurs indicateurs colorés, il peut donner une valeur du pH à 0,5 unité près.

b)-  Le pH-mètre.

-  Il est constitué d’une sonde de mesure reliée à un voltmètre électronique.

-  La sonde de mesure est constituée d’une électrode de verre et d’une électrode de référence (les deux électrodes peuvent être combinées ou séparées).

-  La tension U qui apparaît aux bornes de la sonde lorsqu’elle est plongée dans une solution aqueuse est une fonction affine du pH :  

-  U = a pH + b.

-  Les grandeurs a et b sont des coefficients positifs qui dépendent de la température de la solution et de l’état des électrodes.

-  Il est nécessaire d’étalonner le pH-mètre avant toute mesure.

-  L’étalonnage du pH-mètre nécessite l’utilisation de deux solutions étalons (solutions tampons) de pH connu.

-  Mesure du pH :

-  Pour effectuer la mesure du pH d’une solution aqueuse, la sonde doit être rincée à l’eau distillée, essuyée puis plongée dans la solution étudiée. 

-  Après agitation et stabilisation de la mesure, la valeur du pH est relevée.

Montage permettant d'effectuer un suivi pH-métrique lors d'une réaction acido-basique.

(Exemple : on peut réaliser un dosage pH-métrique)

c)-  La mesure et sa précision.

-  Dans les conditions habituelles, au lycée, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité près (le plus souvent à 0,1 unité près).

-  Application :

-  Déterminer la valeur de la concentration [H₃O⁺] sachant que le pH de la solution vaut :

-  pH = 3,9 ;

-   [H₃O⁺] = C⁰ ×10^{– pH} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{– 3,9} mol . L^–1

-  [H₃O⁺] ≈ 1,3 × 10^–4 mol . L^–1

2)- Mesure du pH de différentes solutions aqueuses.

-  Les solutions d'acide éthanoïque sont nettement moins acides que celle de l'acide chlorhydrique de même concentration.

-  la réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau est une réaction rapide mais limitée.

-  Une solution aqueuse d'acide éthanoïque contient les espèces suivantes :

-  Espèce majoritaire : CH₃COOH ; espèces minoritaires : : CH₃COO^– ; H₃O⁺;

-  Espèce ultra minoritaire : OH^–

-  On donne à la solution aqueuse la formule de l'espèce majoritaire : CH₃COOH (aq).

3)- QCM.

QCM réalisé avec le logiciel Questy

Pour s'auto-évaluer

Sous forme de tableau

4)- Exercices.