Les acides et les bases
Un acide selon Brønsted est une espèce chimique capable de céder au moins un ion hydrogène $\text{H}^+$.
Une base selon Brønsted est une espèce chimique capable de capter au moins un ion hydrogène $\text{H}^+$.
Deux espèces $\text{AH}$ et $\text{A}^-$ qui se transforment l'une en l'autre par gain ou perte d'un proton forment un couple acide-base noté $\text{AH}/\text{A}^-$. La demi-équation acide-base s'écrit :
Les couples de l'eau
L'eau est une espèce amphotère — elle appartient à deux couples acide-base :
— Couple $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$ : l'eau joue le rôle de base
— Couple $\text{H}_2\text{O}/\text{HO}^-$ : l'eau joue le rôle d'acide
Couples classiques à connaître
| Acide (AH) | Base conjuguée (A⁻) | pKₐ (25°C) |
|---|---|---|
| $\text{H}_3\text{O}^+$ — ion oxonium | $\text{H}_2\text{O}$ — eau | 0,0 |
| $\text{CH}_3\text{COOH}$ — acide éthanoïque | $\text{CH}_3\text{COO}^-$ — ion éthanoate | 4,8 |
| $\text{CO}_2(\text{aq}), \text{H}_2\text{O}$ — acide carbonique | $\text{HCO}_3^-$ — ion hydrogénocarbonate | 6,4 |
| $\text{HClO}$ — acide hypochloreux | $\text{ClO}^-$ — ion hypochlorite | 7,5 |
| $\text{NH}_4^+$ — ion ammonium | $\text{NH}_3$ — ammoniac | 9,2 |
| $\text{H}_2\text{O}$ — eau | $\text{HO}^-$ — ion hydroxyde | 14,0 |
Couples des acides carboxyliques
Un acide carboxylique $\text{RCO}_2\text{H}$ cède un ion hydrogène pour former un ion carboxylate $\text{RCO}_2^-$ : l'atome d'hydrogène est lié à un oxygène très électronégatif, ce qui facilite la cession.
Couples des amines
Les amines sont des bases : le doublet non-liant sur l'azote N leur permet de capter un ion $\text{H}^+$. Le nom de l'acide conjugué s'obtient en remplaçant la terminaison amine par ammonium. Exemple : méthanamine → ion méthanammonium.
Réactions acide-base
Une réaction acide-base met en jeu deux couples : l'acide du premier couple cède un ion hydrogène à la base du second couple. C'est un transfert de proton $\text{H}^+$.
- Identifier les deux couples mis en jeu : $\text{A}_1\text{H}/\text{A}_1^-$ et $\text{A}_2\text{H}/\text{A}_2^-$
- Repérer dans chaque couple les réactifs de la réaction
- Écrire les deux demi-équations acide-base dans le sens de la réaction
- Additionner les deux demi-équations et supprimer les espèces présentes des deux côtés
Constante d'acidité et pH
La mise en solution d'un acide AH dans l'eau conduit à un équilibre chimique, l'eau jouant le rôle de base :
$\text{AH}_{(aq)} + \text{H}_2\text{O}_{(\ell)} \rightleftharpoons \text{A}^-_{(aq)} + \text{H}_3\text{O}^+_{(aq)}$
Formules du pH à connaître
$$pH = -\log(c_A)$$
$$pH = pK_e + \log(c_B)$$
$$pH = pK_A + \log\frac{[\text{A}^-]_{eq}}{[\text{AH}]_{eq}}$$
- Un acide est fort si $pK_A \leq 0$ — sa réaction avec l'eau est totale.
- Une base est forte si $pK_A \geq pK_e$ — sa réaction avec l'eau est totale.
- Un acide faible est d'autant plus fort que son $pK_A$ est petit.
- Une base faible est d'autant plus forte que son $pK_A$ est grand.
- La base conjuguée d'un acide fort est une base très faible et réciproquement.
Diagrammes d'un couple
Un diagramme de prédominance indique, sur un axe de pH, les intervalles pour lesquels la forme acide $[\text{AH}]_{eq}$ ou la forme basique $[\text{A}^-]_{eq}$ est prépondérante.
Demi-équivalence d'un titrage
À la demi-équivalence ($V = V_E/2$), les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales : $[\text{AH}]_{eq} = [\text{A}^-]_{eq}$. La relation de Henderson-Hasselbalch donne alors :
Solution tampon
Une solution tampon est un mélange quasi-équimolaire d'un acide faible et de sa base conjuguée dont le pH varie peu par dilution ou ajout modéré d'un acide ou d'une base. Le sang est un exemple naturel de système tampon (couple $\text{HCO}_3^-/\text{CO}_2$).
Pour un mélange équimolaire $[\text{AH}] = [\text{A}^-]$, le logarithme est nul et $pH = pK_A$. Le pH reste stabilisé autour du pKₐ du couple.
Cas des acides α-aminés
Un acide α-aminé possède un groupe amine $(-\text{NH}_2)$ et un groupe carboxyle $(-\text{COOH})$ sur le même atome de carbone. En solution aqueuse, il se forme un amphion (ou zwitterion) par transfert interne d'un proton.
Le diagramme de prédominance d'un acide aminé présente trois zones : cation / amphion / anion, délimitées par $pK_{A_1}$ et $pK_{A_2}$.
- Un indicateur coloré est un couple acide-base dont les formes AH et A⁻ ont des couleurs différentes.
- La zone de virage est centrée sur son $pK_A$ (entre $pK_A - 1$ et $pK_A + 1$).
- Pour un titrage, l'indicateur est valide si sa zone de virage inclut le pH à l'équivalence.
Équilibre chimique
Pour une transformation non totale, $x_f < x_{max}$. On définit le taux d'avancement $\tau = x_f / x_{max}$ : $\tau = 1$ pour une transformation totale, $\tau < 1$ pour une transformation non totale.
Le système est à l'équilibre dynamique quand la vitesse de disparition de chaque espèce est égale à sa vitesse d'apparition : les deux réactions opposées se compensent en permanence.
- Si $Q_{r,i} < K(T)$ → la réaction évolue dans le sens direct (formation des produits).
- Si $Q_{r,i} > K(T)$ → la réaction évolue dans le sens opposé (formation des réactifs).
- Si $Q_{r,i} = K(T)$ → le système est déjà à l'équilibre dynamique.
Ce document détaille les notions de taux d'avancement, d'équilibre dynamique et de quotient de réaction qui complètent le cours sur les acides et bases. Il inclut également des exercices d'application (Qr, K, évolution spontanée d'un système).
Exercices inclus : 29 à 34 p.194 · 40 et 41 p.195 · 49 p.196
Acides faibles dans l'eau · Simulation Python
Cette activité propose d'utiliser Python directement dans le navigateur pour simuler le comportement d'acides faibles en solution aqueuse. Modélisez le taux d'avancement $\tau$ en fonction de la concentration, tracez des courbes avec matplotlib et vérifiez numériquement la relation de Henderson-Hasselbalch.
Compétences mobilisées : boucles, tracé avec matplotlib, résolution numérique d'un équilibre, comparaison analytique / numérique.