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Réactions acido-basiques

DÉFINITIONS

Un acide (au sens de Brönsted) est une molécule ou un ion susceptible de libérer un (ou : des) proton(s) ; exemple : (gazeux), qui, par dissolution dans l'eau, donne .

Le pH : c'est une valeur numérique, qui se mesure dans les solutions ; elle vaut :
; ainsi : plus le pH est faible, plus est grande (plus la solution est acide). Quand une solution contient peu de , on dit qu'elle est basique.

Remarque : ci-dessus, et dans tout ce qui suit, on parle de comme si c'était une entité chimique stable ; en réalité, toutes les réactions que nous allons étudier se déroulent en solution (et, au programme, il n'y a que des exemples de réactions en solution aqueuse) : or, en solution, est solvaté ; ainsi, dans l'eau, il se trouve presque exclusivement sous la forme : . C'est par souci de simplicité d'écriture, que nous allons continuer à l'appeler .

COUPLES ACIDO-BASIQUES

Lorsqu'un acide libère un proton, il donne un produit éventuellement susceptible de gagner un proton, pour reformer l'acide de départ ; ainsi, l'acide éthanoïque (CH₃COOH) donne CH₃COO^- + H⁺ , qui peuvent à nouveau réagir ensemble pour redonner CH₃COOH ; une molécule ou un ion qui (tel CH₃COO^-) peut fixer un (ou des) proton(s) est appelé : base. Ainsi, de la même manière qu'on définit les couples redox (couples d'entités chimiques susceptibles de se transformer l'une en l'autre, en consommant ou en libérant des électrons), on définit les couples acido-basiques : ce sont des couples d'entités chimiques qui dérivent l'une de l'autre par libération, ou fixation, d'un proton ; l'acide et la base d'un couple acido-basique sont dits : conjugués.

ACIDES FORTS ET FAIBLES, BASES FORTES ET FAIBLES

On appelle " acide fort " un acide qui, dans l'eau, réagit totalement pour donner sa base conjuguée (et H⁺). C'est à dire que, dès qu'on met cet acide (notons-le : AH) dans l'eau, il réagit pour donner sa base conjuguée (notons-la : A^-) et H⁺, et ces deux espèces ne réagissent pas l'une sur l'autre pour redonner AH. La solution ne contient donc que la base conjuguée, et H⁺ solvaté, mais plus d'acide AH.
C'est notamment le cas de l'acide chlorhydrique : quand on dissout HCl dans l'eau, il se forme H⁺ et Cl^-, et Cl^- ne reréagit pas avec H⁺ pour redonner du HCl.
On appelle " acide faible " un acide qui, dans l'eau, donne sa base conjuguée par une réaction équilibrée : la base conjuguée peut réagir avec H⁺, pour redonner AH ; la solution contient donc à la fois AH, et A^-. Exemple d'acide faible : l'acide éthanoïque.

De même, une base forte réagit totalement pour donner son acide conjugué (exemple : l'ion éthanolate C₂H₅O^-, qui, dans l'eau, réagit totalement pour donner l'éthanol C₂H₅OH), et une base faible réagit de manière équilibrée pour donner son acide conjugué.

Ainsi : la base conjuguée d'un acide faible, est une base faible.
La base conjuguée d'un acide fort (exemple : Cl^-, qui, dans l'eau, ne peut pas réagir avec H⁺ pour donner HCl) est dite : " hyperfaible ". De même, l'acide conjugué d'une base forte (exemple : C₂H₅OH, acide conjugué de C₂H₅O^-) est dit " hyperfaible ".

RÉACTIONS DE DEUX COUPLES ACIDO-BASIQUES

Comme dans le cas des couples redox : l'acide d'un couple n°1 peut réagir sur la base d'un couple n°2, pour donner la base du couple n°1, et l'acide du couple n°2.

Pour déterminer le sens de la réaction, on classe les couples acido-basiques selon l'échelle des pKa .

définition :

propriété : pour un couple acido-basique donné, à une température donnée, le pKa est constant.

Plus le pKa d'un couple est bas, plus l'acide de ce couple est fort (puisque, d'après l'expression mathématique du pKa, plus [AH] est faible, et plus
[A^-].[H⁺] sont forts, plus le pKa est bas : ainsi, plus l'acide est dissocié en A^- + H⁺, plus le pKa est bas ; or, le taux de dissociation de l'acide reflète sa faculté à libérer son proton).
Donc, si le pKa du couple n°1 est plus bas que celui du couple n°2, la réaction :
acide 1 + base 2 -> base 1 + acide 2
sera prépondérante par rapport à la réaction :
base 1 + acide 2 -> acide 1 + base 2.

Cas de l'eau

La molécule H₂O participe à deux couples acido-basiques distincts : le couple H₃O⁺/H₂O (dans lequel elle joue le rôle de base), et H₂O/OH^- (dans lequel elle joue le rôle d'acide). Une telle entité chimique, qui peut jouer à la fois le rôle d'acide et de base, est appelée : " amphotère ".

Toutes les réactions au programme de terminale se déroulent dans l'eau.
Conséquence : si une réaction libère un acide AH plus fort que H₃O⁺, alors cet acide va immédiatement réagir avec H₂O pour donner H₃O⁺ et sa base conjuguée A^-. Comme la réaction se déroule dans l'eau, l'acide AH trouvera toujours une molécule H₂O avec laquelle réagir (le solvant est en large excès devant les solutés). De fait, un acide plus fort que H₃O⁺ est instable dans l'eau (il réagit immédiatement avec l'eau).
De la même manière : une base plus forte que OH^- est instable dans l'eau (elle réagit immédiatement avec H₂O, qui est l'acide du couple H₂O/OH^-, pour donner OH^- et son acide conjugué).

EFFET TAMPON

On dit d'un couple acido-basique qu'il a un pouvoir tampon à un pH donné, lorsqu'une solution contenant l'acide et la base de ce couple a un pH qui varie peu :

1. lorsqu'on ajoute une petite quantité d'acide fort ;
2. lorsqu'on ajoute ajoute une petite quantité de base forte ;
3. lorsqu'on dilue modérément la solution.

On dit alors que la solution est " tamponnée " : on a beau ajouter de l'acide fort, de la base forte, ou diluer la solution, son pH varie peu.

Les couples acido-basiques faibles ont un bon pouvoir tampon pour des pH voisins de leur pKa ; en effet, à pH = pKa :

(à pH=pKa_{du couple}, l'acide et la base du couple sont à la même concentration)
ainsi, au voisinage de pH=pKa, la solution contient de l'acide AH et de la base A^- en quantités notables tous les deux. Donc, si on ajoute de l'acide fort, il va réagir avec A^- (la base A^- consomme l'acide introduit : cet acide libère donc peu de H⁺, donc le pH varie peu) ; de même, si on ajoute de la base forte, elle sera consommée par AH.