Acides et des bases

 

1) notion d’acide fort

Définition
Un acide est fort dans l’eau s’il réagit totalement avec celle-ci lors de sa mise en solution.
Il ne peut subsister sous sa forme initiale en solution aqueuse. Un acide fort réagit totalement avec l’eau en donnant des ions hydronium H₃O⁺:

                              
Exemples d’acides forts

HBr        acide bromhydrique        HBr  +  H₂O  →  H₃O⁺  +  Br^-
HI        acide iodhydrique        HI  +  H₂O    →  H₃O⁺  +  I-
HNO3    acide nitrique            HNO3  +  H₂O  →  H₃O⁺  +  NO₃^-
HClO4    acide perchlorique        HClO₄  +  H₂O  →  H₃O⁺  +  ClO₄^-
H2SO4    acide sulfurique (1ère ionisation) H₂SO₄  +  H₂O  →  H₃O⁺ + HSO₄^-

Relation entre pH et concentration

Soit une solution d’acide fort HA préparée en dissolvant une quantité d’acide par litre de solution c_HA  = ca. L’acide fort réagissant totalement avec l’eau, les quantités d’ions formés H₃O⁺ et A^- sont égale à la quantité d’acide HA, soit [H₃O⁺]  = ca

• Pour une solution diluée d’acide fort (10^-6 mol.L^-1 ≤ ca ≤ 10^-2 mol.l^-1) la concentration et le pH sont liés par la relation pH = – log ca
• Pour une solution concentrée (ca > 10^-2 ) la relation précédente n’est plus applicable à cause des interactions existant entre les différents ions.
• Pour une solution très diluée (ca < 10^-6 ), en plus des ions H₃O⁺ peu nombreux libérés par la réaction de l’acide fort avec l’eau, il faut tenir compte des ions H₃O⁺ apportés par l’autoprotolyse de l’eau le pH tend vers celui de l’eau. 

2) notion de base forte

Définition
Une base forte est une espèce chimique qui s’ionise totalement dans l’eau pour donner l’ion hydroxyde HO^-, aucune base forte ne peut subsister dans l’eau, hormis l’ion OH^-:

Exemples de bases fortes

KOH        hydroxyde de potassium (potasse)    
LiOH        hydroxyde de lithium            

Relation entre pH et concentration

• Pour une solution diluée de base forte (10^-6 mol.L^-1 ≤ cb ≤ 10^-2 mol.L^-1 ), la concentration cb de la solution de base forte sont liés par la relation : pH = 14 + log cb
• Pour une solution concentrée (cb > 10^-2 mol.L^-1), la relation n’est plus applicable
• Pour une solution très diluée (cb < 10^-6 mol.L^-1), il faut tenir compte des ions HO^- apportés par l’autoprotolyse de l’eau. Le pH tend vers celui de l’eau.

3 Couple acide / base

Selon la définition de Brönsted :

• Un acide est une espèce chimique susceptible de céder un proton
• Une base est une espèce chimique capable de capter un proton
• Un couple acide / base est constitué par deux espèces conjuguées (ioniques ou moléculaires ), qui sont une forme acide et une forme basique échangeant un proton selon le schéma :

Remarque : L’écriture précédente n’est pas une équation de réaction : le proton n’existe pas à l’état libre en solution. C’est un schéma formel mettant en évidence le transfert de proton entre les deux formes conjuguées, tout comme les demi-équations rédox qui mettent en jeu un transfert d’électrons

4 Couples de l’eau

L’eau est susceptible de capter un proton pour conduire à l’ion hydronium H₃O⁺ selon le schéma formel  H₂O + H⁺  ⇄ H₃O⁺.

L’eau est une base au sens de Brönsted. L’ion H₃O⁺ est l’acide conjugué de la base  H₂O
On peut donc définir le couple acide / base  H₃O⁺ /  H₂O dans lequel l’eau est l’espèce basique.

L’eau est susceptible de céder un proton pour conduire à l’ion hydroxyde OH^- selon le schéma formel :  H₂O  ⇄  OH^- + H⁺
L’eau est un acide au sens de Brönsted. L’ion OH^- est la base conjuguée de l’acide  H₂O
On peut donc définir le couple acide / base  H₂O / OH^- , dans lequel l’eau est l’espèce acide.

L’eau appartient à deux couples : le couple H₃O⁺ /  H₂O où elle joue le rôle de base et le couple
 H₂O / OH^- où elle joue le rôle d’acide.
A cause de cette dualité de comportement, on dit que l’eau est amphotère ou qu’elle est un ampholyte.

Suivant les espèces chimiques présentes, l’eau se comporte comme un acide ou comme une base.

5 Couple acide éthanoïque / ion éthanoate

L’acide éthanoïque est un acide faible : sa réaction sur l’eau est limitée:
 
     CH3COOH +  H₂O → CH3COO^- + H₃O⁺

La réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau est limitée parce qu’elle est obligatoirement accompagnée par la réaction inverse des ions éthanoate avec les ions hydronium formés.

     CH3COO^- + H₃O⁺ → CH3COOH +  H₂O

Les deux réactions antagonistes se produisent simultanément et se limitent mutuellement. Il en résulte un état d’équilibre où les différentes espèces mises en jeu coexistent avec des concentrations déterminées et que l’on désigne sous le nom d’équilibre chimique.
Un équilibre chimique est la limite commune à deux réactions opposées qui se limitent mutuellement.
                                   (1)
     CH3COOH +  H₂O  ⇄    CH3COO- +H₃O⁺
                                   (2)

La réaction dans le sens 1 correspond à la libération d’un proton par l’acide CH3COOH (définition de Brönsted pour un acide), tandis que la réaction dans le sens 2 correspond à la capture d’un proton par la base CH3COO^- (définition de Brönsted pour une base).

Il y a un transfert de proton entre l’acide éthanoïque et l’ion éthanoate.
L’acide éthanoïque et l’ion éthanoate constitue un couple acide / base : le couple acide éthanoïque / ion éthanoate (CH3COOH / CH3COO^-)

L’acide éthanoïque est l’acide conjugué de la base ion éthanoate, et inversement l’ion éthanoate est la base conjuguée de l’acide éthanoïque