Chapitre 1 — Les transformations acidobasiques en solution aqueuse
Couples acide/base, réactions par transfert de proton et pH.
Progression du chapitre
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1Introduction
Ce que tu vas apprendre. Tu vas comprendre comment un proton passe d'une espèce à une autre, relier le pH aux concentrations et prévoir quelle forme d'un couple acide/base prédomine.
Pourquoi c'est important. Les équilibres acidobasiques relient le monde microscopique des ions à une mesure concrète, le pH. Ils préparent les titrages, l'étude des équilibres et de nombreux sujets du bac.
Où on l'utilise. Contrôle d'une eau, formulation d'un médicament, conservation des aliments, équilibre du sang, traitement des sols et préparation de solutions au laboratoire.
- Identifier un couple acide/base et écrire sa demi-équation.
- Écrire l'équation d'une réaction entre l'acide d'un couple et la base d'un autre.
- Calculer un pH à partir de [H₃O⁺] et inversement.
- Distinguer réaction totale et équilibre acidobasique.
- Utiliser Ka, pKa et un diagramme de prédominance.
2Chapitre complet
1. Acides et bases selon Brønsted
Au sens de Brønsted, tout repose sur un échange de proton H⁺. Un acide est une espèce capable de céder un proton ; une base est une espèce capable de capter un proton.
L'idée clé
Un acide et une base ne s'opposent pas : ils se transforment l'un en l'autre par gain ou perte d'un proton. Ils forment un couple.
Le passage de l'acide à sa base conjuguée s'écrit avec une demi-équation :
Acide ⇄ Base + H⁺
CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺
NH₄⁺ ⇄ NH₃ + H⁺
L'acide donne H⁺ ; la base le capte. Les deux nouvelles espèces sont leurs formes conjuguées.
Le proton H⁺ n'existe pas seul en solution : la demi-équation est une écriture formelle qui sert à identifier le couple.
2. Les couples de l'eau et les espèces amphotères
L'eau intervient dans deux couples :
- H₃O⁺ / H₂O : l'eau joue le rôle de base (elle capte un proton).
- H₂O / HO⁻ : l'eau joue le rôle d'acide (elle cède un proton).
Espèce amphotère
Une espèce qui est l'acide d'un couple et la base d'un autre est dite amphotère (ou ampholyte). L'eau en est l'exemple principal ; l'ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ aussi.
Face à un acide, H₂O capte un proton (couple H₃O⁺/H₂O) ; face à une base, elle en cède un (couple H₂O/HO⁻).
3. Écrire une réaction acidobasique
Une réaction acidobasique est un transfert de proton de l'acide d'un couple (acide₁/base₁) vers la base d'un autre couple (acide₂/base₂).
acide₁ ⇄ base₁ + H⁺
base₂ + H⁺ ⇄ acide₂
──────────────────────
acide₁ + base₂ → base₁ + acide₂
4. Le pH d'une solution aqueuse
Le pH mesure l'acidité d'une solution. Il est lié à la concentration en ions oxonium H₃O⁺ par une relation logarithmique : quand [H₃O⁺] est multipliée par 10, le pH diminue de 1.
- pH < 7 à 25 °C : solution acide
- pH = 7 : solution neutre
- pH > 7 : solution basique
Chaque dilution par 10 divise [H₃O⁺] par 10 et fait monter le pH d'exactement 1 (ici c = 10⁻¹ mol·L⁻¹).
Déplace le curseur : à chaque dilution par 10, il y a dix fois moins d'ions H₃O⁺ par litre et le pH augmente de 1.
Attention
Dans les formules, [H₃O⁺] est divisée par c° = 1 mol·L⁻¹ : on prend donc le logarithme d'un nombre sans unité.
Expérimentalement, le pH se mesure avec un pH-mètre étalonné (précis) ou du papier pH (approximatif).
Chaque bandelette prend une couleur que l'on compare au nuancier : la bandelette de la tomate reste jaune-orangé (acide), l'eau de Javel (NaClO, verte) est basique. La mesure reste approximative, contrairement au pH-mètre.
Photo : Albarubescens · source Wikimedia Commons · CC BY-SA 4.0
acide7
neutre14
basique
[H₃O⁺] ÷ 10 → pH + 1
Une unité de pH correspond à un facteur 10 sur la concentration en ions oxonium.
5. Acides et bases forts : une réaction totale avec l'eau
Un acide fort réagit totalement avec l'eau : la totalité de l'acide introduit forme des ions H₃O⁺. Pour une solution d'acide fort de concentration apportée c, on a donc [H₃O⁺] = c.
De même, une base forte réagit totalement avec l'eau et [HO⁻] = c. Les acides et bases faibles (réaction non totale) seront étudiés au cours 7.
6. Constante d'acidité Ka et pKa
Pour un acide faible AH, la réaction avec l'eau n'est pas totale : un équilibre s'établit. La constante Ka mesure l'avancement de cet équilibre. Plus Ka est grand, plus l'acide cède facilement H⁺.
AH + H₂O ⇄ A⁻ + H₃O⁺
Ka = [A⁻]éq × [H₃O⁺]éq[AH]éq
pKa = −log(Ka)
Comparer deux acides
Plus le pKa d'un couple est petit, plus son acide est fort. En contrepartie, sa base conjuguée est plus faible.
Plus un couple est bas sur l'échelle (pKa petit), plus son acide est fort ; plus il est haut, plus sa base conjuguée est forte. Valeurs à 25 °C.
La relation de Henderson–Hasselbalch pH = pKa + log([A⁻]/[AH]) relie le pH à la composition du mélange. Elle permet de prévoir la forme majoritaire d'un couple.
7. Autoprotolyse de l'eau et produit ionique
Deux molécules d'eau peuvent échanger un proton. Cette autoprotolyse, très limitée, explique la présence simultanée de H₃O⁺ et HO⁻ dans toute solution aqueuse.
2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + HO⁻
Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C
Neutralité à 25 °C
Dans l'eau pure, [H₃O⁺] = [HO⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹ : le pH vaut 7.
8. Prédominance et solutions tampons
Pour le couple AH/A⁻, la frontière est pH = pKa. En dessous, la forme acide AH prédomine ; au-dessus, la forme basique A⁻ prédomine. À pH = pKa, les deux concentrations sont égales.
La zone de transition autour de pKa permet de lire rapidement la forme majoritaire du couple.
CH₃COOH : 50,0 % · CH₃COO⁻ : 50,0 % · forme prédominante : aucune (égalité)
Fais varier le pH : les deux courbes se croisent à 50 % pour pH = pKa = 4,8. Une unité de pH plus loin, la forme majoritaire représente environ 91 %.
Un mélange contenant des quantités comparables d'un acide faible et de sa base conjuguée constitue une solution tampon : son pH varie peu lors d'une dilution modérée ou d'un petit ajout d'acide ou de base.
3Définitions importantes
- Acide (Brønsted)
- Espèce chimique capable de céder un proton H⁺.
- Base (Brønsted)
- Espèce chimique capable de capter un proton H⁺.
- Couple acide/base
- Ensemble d'un acide et de sa base conjuguée, liés par la demi-équation Acide ⇄ Base + H⁺.
- Espèce amphotère
- Espèce qui est à la fois l'acide d'un couple et la base d'un autre (ex. H₂O).
- Ion oxonium
- H₃O⁺, forme sous laquelle on représente le proton en solution aqueuse.
- pH
- Grandeur sans unité qui mesure l'acidité d'une solution aqueuse.
4Formules à connaître
Définition du pH
pH = −log([H₃O⁺]c°)
| [H₃O⁺] | concentration en ions oxonium | mol·L⁻¹ |
| c° | concentration standard = 1 mol·L⁻¹ | mol·L⁻¹ |
| pH | acidité de la solution | sans unité |
Quand l'utiliser : Calculer le pH d'une solution connaissant sa concentration en ions oxonium.
Conditions : Solutions aqueuses diluées (concentrations inférieures à environ 0,1 mol·L⁻¹).
Exemple : Si [H₃O⁺] = 2,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹, alors pH = 2,7.
Acide fort
[H₃O⁺] = c
| c | concentration apportée en acide fort | mol·L⁻¹ |
Quand l'utiliser : Solution d'un acide fort (ex. acide chlorhydrique) : réaction totale avec l'eau.
Exemple : Une solution d'acide chlorhydrique à 1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ a un pH égal à 2,0.
Constante d'acidité et pKa
pKa = −log(Ka)
| Ka | constante d'acidité du couple | sans unité |
| pKa | mesure logarithmique de la force de l'acide | sans unité |
Quand l'utiliser : Comparer la force de plusieurs acides ou exploiter un équilibre acidobasique.
Conditions : Valeur liée au couple et à la température.
Exemple : pKa = 4,8 correspond à Ka ≈ 1,6 × 10⁻⁵.
Relation de Henderson–Hasselbalch
pH = pKa + log([A⁻][AH])
| [A⁻] | concentration de la base conjuguée | mol·L⁻¹ |
| [AH] | concentration de l'acide | mol·L⁻¹ |
Quand l'utiliser : Relier le pH aux proportions des deux formes d'un couple.
Conditions : Mélange à l'équilibre contenant les deux formes du couple.
Exemple : Si [A⁻] = [AH], le logarithme vaut 0 et pH = pKa.
Produit ionique de l'eau
Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻]
| Ke | produit ionique de l'eau | sans unité |
| [HO⁻] | concentration en ions hydroxyde | mol·L⁻¹ |
Quand l'utiliser : Déduire une concentration ionique ou le pH d'une solution basique.
Conditions : À 25 °C, Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴.
Exemple : Si [HO⁻] = 1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹, alors [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻¹¹ mol·L⁻¹ et pH = 11.
5Méthodes à connaître
Écrire l'équation d'une réaction acidobasique
- Repérer l'acide qui réagit et la base qui réagit.
- Identifier leurs couples respectifs.
- Écrire la demi-équation de chaque couple dans le bon sens.
- Additionner les deux demi-équations.
- Vérifier que les H⁺ se compensent et que charges et éléments sont conservés.
Calculer un pH ou une concentration
- Vérifier l'unité de la concentration (mol·L⁻¹).
- Utiliser pH = −log([H₃O⁺]/c°) ou [H₃O⁺] = c°·10⁻ᵖᴴ.
- Garder un nombre de chiffres significatifs cohérent (pH : 1 à 2 décimales).
- Vérifier la cohérence : acide → pH < 7.
Lire un diagramme de prédominance
- Identifier le couple AH/A⁻ et sa valeur de pKa.
- Placer le pH de la solution sur l'axe.
- Si pH < pKa, retenir AH ; si pH > pKa, retenir A⁻.
- À pH = pKa, conclure [AH] = [A⁻].
- Pour un écart de 1 unité, la forme majoritaire est environ dix fois plus concentrée.
6Exemple guidé
On dispose d'une solution d'acide chlorhydrique (acide fort) de concentration apportée c = 2,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹. On la dilue 10 fois.
Données
- c = 2,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹
- Acide chlorhydrique : acide fort
- Facteur de dilution : 10
Ce qu'on cherche
Raisonnement
- L'acide est fort : il réagit totalement avec l'eau, donc [H₃O⁺] = c.
- On applique la définition du pH.
- Diluer 10 fois divise la concentration par 10.
Formules utilisées
Calculs
pH₁ = −log(2,0 × 10⁻³) = 2,7
c₂ = c / 10 = 2,0 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹
pH₂ = −log(2,0 × 10⁻⁴) = 3,7
Résultat
Conclusion
La méthode à retenir
7⚠️ Les erreurs à éviter
✗ Écrire H⁺ dans l'équation finale de la réaction.
Pourquoi : Le proton est échangé entre les deux couples, il ne reste pas libre.
✓ Additionner les demi-équations et simplifier les H⁺.
✗ Penser que diluer 10 fois divise le pH par 10.
Pourquoi : Le pH est un logarithme, pas une grandeur proportionnelle.
✓ Retenir : concentration ÷ 10 ⇔ pH + 1 (pour un acide fort).
✗ Confondre acide/base conjugués et réactifs.
Pourquoi : Dans une réaction, l'acide d'un couple réagit avec la base d'un AUTRE couple.
✓ Écrire systématiquement les deux couples avant l'équation.
8À retenir
Notions essentielles
- • Acide = donneur de H⁺, base = accepteur de H⁺
- • Réaction = transfert de H⁺ entre deux couples
- • L'eau est amphotère
- • pH < pKa : AH prédomine ; pH > pKa : A⁻ prédomine
- • Plus pKa est petit, plus l'acide est fort
Formules
- • pH = −log([H₃O⁺]/c°)
- • pKa = −log(Ka)
- • pH = pKa + log([A⁻]/[AH])
- • Ke = [H₃O⁺][HO⁻]
Unités
- • Concentrations en mol·L⁻¹
- • pH sans unité
Méthodes
- • Demi-équations puis addition
- • Dilution ×10 d'un acide fort : pH + 1