Physique-Chimie (Spé) — Constitution et transformations de la matière
Transformations acide-base
pH, acides faibles/forts, couples acide-base, Ka
Résumé synthétiqueFiche en 4 sectionsQuiz de 15 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Une transformation acide-base est un **transfert de proton** $\mathrm{H^+}$. Selon **Brønsted**, un **acide** est un donneur de $\mathrm{H^+}$ et une **base** un accepteur de $\mathrm{H^+}$ : à chaque acide répond sa **base conjuguée**, formant un **couple** $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$ (par exemple $\mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-}$). L'acidité se mesure par le **pH** : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$. Un **acide fort** se dissocie **totalement** dans l'eau ($\mathrm{HCl \rightarrow H^+ + Cl^-}$), un **acide faible** seulement **partiellement** ($\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+}$). La **constante d'acidité** $K_a = \dfrac{[\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]}$ mesure cette force : plus $K_a$ est grand (donc $\mathrm{p}K_a$ petit), plus l'acide est fort. Enfin, l'eau s'autodissocie un peu, ce que traduit le **produit ionique** $K_e = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 10^{-14}$ à $25\,\mathrm{°C}$. De la chimie du vivant (sang à $\mathrm{pH} \approx 7{,}4$) au vinaigre de cuisine, tout repose sur ces quelques relations.
Pour **Brønsted**, tout se joue autour d'un seul objet : le **proton** $\mathrm{H^+}$ (un atome d'hydrogène ayant perdu son électron). Un **acide** est une espèce capable de le **céder**, une **base** une espèce capable de le **capter**. Comme un acide qui donne $\mathrm{H^+}$ devient automatiquement une base (qui pourrait le reprendre), acide et base vont toujours par deux : c'est le **couple** $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$.
- **Acide :** espèce capable de **céder** un proton $\mathrm{H^+}$ (donneur).
- **Base :** espèce capable de **capter** un proton $\mathrm{H^+}$ (accepteur).
- **Couple acide/base** $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$ relié par la demi-équation $\mathrm{AH \rightleftharpoons A^- + H^+}$.
- **Exemples :** $\mathrm{HCl}/\mathrm{Cl^-}$, $\mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-}$, $\mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}$, $\mathrm{H_2O}/\mathrm{OH^-}$.
- L'eau est **amphotère** : acide dans le couple $\mathrm{H_2O}/\mathrm{OH^-}$, base dans le couple $\mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O}$.
Exemple
Dans l'eau, l'ammoniac $\mathrm{NH_3}$ joue le rôle de **base** : il capte un proton à une molécule d'eau selon $\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}$. On reconnaît ici deux couples qui échangent un $\mathrm{H^+}$ : $\mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}$ (l'ammoniac capte) et $\mathrm{H_2O}/\mathrm{OH^-}$ (l'eau cède).
Piège à éviter
Ne confonds pas le proton $\mathrm{H^+}$ avec l'ion $\mathrm{H_3O^+}$ : en solution aqueuse, $\mathrm{H^+}$ ne reste jamais seul, il est aussitôt capté par une molécule d'eau pour former l'ion **oxonium** $\mathrm{H_3O^+}$. La réaction globale s'écrit donc plutôt $\mathrm{AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+}$.
Mesurer une acidité, c'est mesurer la concentration en ions $\mathrm{H_3O^+}$. Comme celle-ci varie sur d'énormes plages (de $1$ à $10^{-14}\ \mathrm{mol/L}$), on utilise une échelle **logarithmique** : le **pH**. Une unité de pH en moins, c'est une concentration en $\mathrm{H_3O^+}$ **multipliée par 10**.
- **Définition :** $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$, avec $[\mathrm{H_3O^+}]$ en $\mathrm{mol/L}$ ; inversement $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$.
- **À 25 °C :** $\mathrm{pH} < 7$ acide, $\mathrm{pH} = 7$ neutre, $\mathrm{pH} > 7$ basique.
- **Produit ionique de l'eau :** $K_e = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 10^{-14}$ à $25\,\mathrm{°C}$, d'où $\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14$.
- **Échelle logarithmique :** une unité de pH correspond à un facteur $10$ sur $[\mathrm{H_3O^+}]$.
- **Mesure :** le **pH-mètre** (précis au centième) ou les **indicateurs colorés** (estimation par changement de teinte).
Exemple
Une solution a $[\mathrm{H_3O^+}] = 2{,}5 \times 10^{-4}\ \mathrm{mol/L}$. Alors $\mathrm{pH} = -\log(2{,}5 \times 10^{-4}) = 4 - \log(2{,}5) \approx 4 - 0{,}40 = 3{,}6$. La solution est **acide**. On peut vérifier la cohérence : $[\mathrm{OH^-}] = \dfrac{K_e}{[\mathrm{H_3O^+}]} = \dfrac{10^{-14}}{2{,}5 \times 10^{-4}} = 4{,}0 \times 10^{-11}\ \mathrm{mol/L}$, bien plus petit que $[\mathrm{H_3O^+}]$.
Piège à éviter
Le seuil de neutralité $\mathrm{pH} = 7$ n'est valable qu'à $25\,\mathrm{°C}$. Comme $K_e$ dépend de la température, l'eau pure à $50\,\mathrm{°C}$ a un pH **inférieur** à $7$ tout en restant neutre ($[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}]$). Ne confonds jamais **neutre** ($[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}]$) et $\mathrm{pH} = 7$.
Tous les acides ne libèrent pas leurs protons avec la même générosité. Un **acide fort** se dissocie **totalement** dans l'eau : sa réaction est **complète**. Un **acide faible** ne se dissocie que **partiellement** : il s'établit un **équilibre**. La grandeur qui chiffre cette force est la **constante d'acidité** $K_a$.
- **Acide fort :** réaction **totale** avec l'eau, dissociation complète ($\mathrm{HCl}$, $\mathrm{H_2SO_4}$, $\mathrm{HNO_3}$). Pour un monoacide fort, $\mathrm{pH} = -\log c$.
- **Acide faible :** réaction **partielle**, équilibre $\mathrm{AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+}$ (ex. $\mathrm{CH_3COOH}$, l'acide éthanoïque du vinaigre).
- **Constante d'acidité :** $K_a = \dfrac{[\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]}$, et $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$.
- Plus $K_a$ est **grand** (donc $\mathrm{p}K_a$ **petit**), plus l'acide est **fort**.
- **Relation d'Henderson–Hasselbalch :** $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}$.
Exemple
Acide chlorhydrique (acide **fort**) à $c = 10^{-2}\ \mathrm{mol/L}$ : la dissociation est totale, donc $[\mathrm{H_3O^+}] = c = 10^{-2}\ \mathrm{mol/L}$ et $\mathrm{pH} = -\log(10^{-2}) = 2$. Pour l'acide éthanoïque (**faible**, $\mathrm{p}K_a \approx 4{,}7$) à la même concentration, seule une fraction se dissocie : on mesure $\mathrm{pH} \approx 3{,}4 > 2$. À concentration égale, **l'acide faible est moins acide** que l'acide fort.
Piège à éviter
La formule $\mathrm{pH} = -\log c$ n'est valable que pour un **acide fort** (dissociation totale). L'appliquer à un acide faible donne un pH **trop bas** : pour un acide faible, il faut passer par $K_a$. De même, $\mathrm{p}K_a$ caractérise le **couple**, pas la concentration : une solution diluée et une solution concentrée du même acide ont le même $\mathrm{p}K_a$.
Une réaction acide-base met en jeu l'**acide d'un couple** et la **base d'un autre**, qui s'échangent un proton. Pour prévoir quelle espèce d'un couple domine à un pH donné, on compare ce pH au $\mathrm{p}K_a$ : c'est le **diagramme de prédominance**, outil-clé des dosages et des solutions tampons.
- Réaction entre l'**acide** d'un couple et la **base** d'un autre couple, par transfert de $\mathrm{H^+}$.
- La réaction est d'autant plus **favorisée (avancée)** que l'**écart entre les $\mathrm{p}K_a$** des deux couples est grand.
- **Diagramme de prédominance :** si $\mathrm{pH} < \mathrm{p}K_a$, la forme acide $\mathrm{AH}$ prédomine ; si $\mathrm{pH} > \mathrm{p}K_a$, la forme basique $\mathrm{A^-}$ prédomine.
- **Solution tampon :** mélange acide faible + base conjuguée ($[\mathrm{AH}] \approx [\mathrm{A^-}]$, soit $\mathrm{pH} \approx \mathrm{p}K_a$) qui **résiste** aux variations de pH.
- **Applications :** chimie analytique (dosages), biologie ($\mathrm{pH}$ sanguin $\approx 7{,}4$ régulé par tampons), agroalimentaire.
Exemple
Couple de l'acide éthanoïque, $\mathrm{p}K_a \approx 4{,}7$. À $\mathrm{pH} = 7{,}4$ (sang), comme $\mathrm{pH} > \mathrm{p}K_a$, c'est la **base conjuguée** $\mathrm{CH_3COO^-}$ qui prédomine très largement. Avec Henderson : $\log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]} = \mathrm{pH} - \mathrm{p}K_a = 2{,}7$, soit $\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]} = 10^{2{,}7} \approx 500$ : l'ion éthanoate est environ $500$ fois plus concentré que l'acide.
Piège à éviter
« Réaction favorisée » ne veut pas dire « instantanée » : la prédominance et l'avancement décrivent l'**état d'équilibre** (thermodynamique), pas la **vitesse** (cinétique). Par ailleurs, un tampon n'est efficace que **proche de son $\mathrm{p}K_a$** (à $\pm 1$ unité environ) ; loin de cette zone, il ne tamponne plus.
Quiz - Acide-base
15 questions
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Notions clés — Physique-Chimie (Spé)
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Transformations acide-base, extraits du quiz de révision.
Un acide selon Brønsted est :
Réponse :
Un donneur de $\mathrm{H^+}$
Selon **Brønsted**, un acide est une espèce capable de **céder** (donner) un proton $\mathrm{H^+}$ à une base. L'accepteur de $\mathrm{H^+}$, c'est la base.
Si $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$, le pH vaut :
Réponse :
$3$
$\mathrm{pH} = -\log(10^{-3}) = -(-3) = 3$. La solution est **acide** ($\mathrm{pH} < 7$).
Un acide fort se caractérise par :
Réponse :
Une dissociation totale dans l'eau
Un **acide fort** se dissocie **totalement** dans l'eau : la réaction avec l'eau est complète (pas d'équilibre).
L'eau est qualifiée d'amphotère car :
Réponse :
Elle peut être acide ou base selon le partenaire
L'eau est **amphotère** : elle peut céder un $\mathrm{H^+}$ (acide du couple $\mathrm{H_2O}/\mathrm{OH^-}$) ou en capter un (base du couple $\mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O}$).