Notion d’acide et de base

(Last Updated On: 16 août 2018)

Définitions :

– Ionisation ou dissociation ionique : c’est l’apparition d’ions lors de la mise en solution de substances appelées électrolytes: parmi lesquels on distingue les acides et les bases.

Acide : (selon Brönsted ).

C’est une entité chimique, molécule ou ion susceptible de libérer un ion H⁺ :

AH + H₂O ⇔ A^– + H₃0⁺

Base :

C’est une entité chimique, molécule ou ion susceptible de capter un ion H⁺ :

B + H₂0 ⇔ BH⁺ + OH^–

La réaction acido-basique est donc un transfert de protons.

Remarque :

Il existe des composés capables de capter plusieurs protons H⁺ et d’autres capables de céder plusieurs protons H⁺ => polyacides, polybases.

Exemple : H₂SO₄ → HSO₄^– + H⁺
HSO₄^– → SO₄^2- + H⁺

– Composés amphotères ou ampholytes : ce sont les composés qui selon la nature du milieu peuvent émettre ou capter des protons, donc avoir un comportement soit acide, soit basique.

Exemple: AH + H₂0_base ⇔ A^– + H₃0⁺.
B + H₂0_acide ⇔ BH⁺ + OH^–.

– Conséquences de la théorie de Rrôüsted-Lowry

1- Couple acide-base conjugués :

A tout acide est associée une base et inversement. L’acide et la base définissent un couple acide / base ou couple acido basique défini par la demi-équation équilibrée :

Acide ⇔ base + H⁺

Exemple :

HCIO2 ‌_{+ H⁺}⇔^{– H–} CIO₂‘ => couple acide / base : HCIO₂ / CIO₂^–
acide                 base

2- Réactions acido-basiques :

Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons entre un couple acide-base noté 1 et un autre couple noté 2

3- Force des acides et des bases :

Un acide est d’autant plus fort que sa tendance à céder des H⁺ est plus élevée. Inversement, une base est d’autant plus forte que sa tendance à capter H⁺ est élevée.

Exemple: AH → A^– + H⁺ (HCI → H⁺ + CI^–)
AH ⇔ A^– + H⁺ ( CH₃COOH ⇔ CH₃COO^– + H⁺).

Il existe des acides et des bases de  » force  » moyenne dont l’appartenance à l’un ou l’autre des deux groupes ( acides ou base forts, acide ou base faibles ) est difficile à déterminer. Dans tous les cas, la force peut-être appréciée par application de la loi de Guldberg et Waage.

HA + H₂O ⇔ H₃0⁺+ A^–          B + H₂O ⇔ BH⁺+ OH^–

L’eau, en très large excès, a une concentration qui ne varie pratiquement pas au cours de la réaction.

[H₂O] = constante

On introduit alors, la notion de la constante d’acidité et de basicité suivante :

Plus K est grande, plus l’acide ( ou la base ) est dissocié. En général, on utilise la quantité :

pK = – logK

Conclusion : plus pK est grand, plus l’acide (ou la base) est faible et vis et versa

Remarque : K_a et K_b sont des constantes dépendant de :
– la température
– la nature du solvant

* Relation entre K_a et K_b :

PH DES SOLUTIONS AQUEUSES

Définition : C’est un nombre sans dimension qui mesure l’acidité ou la basicité d’un milieu. Il est défini de la manière suivante :

PH = – log [H₃0⁺]

où : [H₃0⁺] est la concentration des ions
H₃0 en mol/l de la solution.

De façon analogue, on définit : pOH = – log [OH^–].

Sachant que [H₃O⁺] [OH^–] = 10^–14 => – log [H₃O⁺] – log [OH⁺] = – log 10^–14

pH + pOH = 14 —> relation entre pH et pOH.

Echelle d’acidité : Elle se mesure par rapport à l’eau pure ( milieu neutre K_e = 10^–14 ).
Un milieu neutre : [H₃O⁺] = [OH^–] = C et K_e = [H₃0⁺] [OH^–] = C² => C = √K_e = 10^-7
par définition : pH = – log [H₃0⁺] = – log 10^-7 = 7 => pH de l’eau pure = 7.

• Si on dissout un acide dans l’eau, la concentration en ion H₃O⁺ augmente => [H₃0⁺] > 10^-7 => pH<7.
• Par contre, si on dissout une base dans l’eau, la dissolution s’ensuivra d’une augmentation de concentration en ions OH^–, donc d’une diminution en ions  H₃O⁺ => [H₃O⁺] < 10^-7 => pH> 7.

Résumé :
milieu acide pH < 7
milieu neutre pH = 7
milieu basique pH > 7

Remarque : l’échelle d’acidité est donc utilisée de 0 à 14.

Calcul du PH des solutions acides

1- Cas des acides forts : La dissolution d’un acide fort est totale

AH + H₂O —► H₃O⁺ + A^–

La concentration des ions [H₃O⁺] est donc égale à la concentration de l’acide :

[H₃O⁺] = C => pH = – log C

2- Cas des acides faibles : la dissociation est équilibrée

AH + H₂O ⇔ H₃O⁺+ A⁺

Initialement, on part d’une concentration C en AH. A l’équilibre il va se former A’ de telle sorte que :

[AH] + [A^–] = C => [AH] = C – [A^–] ——-(1)

K_a = [A^–] [H₃O⁺] / [AH] ——–(2)

D’après l’équation de la réaction : [H₃O⁺] = [A^–] et vu l’équation (1); l’équation (2) deviendra:

Ka = [H₃O⁺]² / [AH] = [H₃O⁺]² / C – [A^–] =  [H₃O⁺]² / C – [H₃O⁺]

[H₃O⁺]² + K_a [H₃O⁺] – K_aC = 0

La racine positive donne [H₃O⁺]. Il est simple de calculer le pH, si la dissolution est très faible ; c’est à dire [A^–] <<< [AH] donc :

[AH] + [A^–] = C => [AH] = C et K_a =  [H₃O⁺]² / C

=> K_aC = [H₃O⁺]² => [ H₃O⁺] = ( K_aC )^1/2
=> – log [H₃O⁺] = 1/2 (pK_a – logC)

Le pH est donc égal à : pH = 1/2 ( pK_a – logC )

Calcul du PH des solutions basiques

1- Cas des bases fortes : La dissolution d’une base forte est totale

B + H₂O —> BH⁺ + OH^–

La concentration des ions [OH^–] est donc égale à la concentration de la base:

et comme K_e = [OH^–][H₃O⁺] = 10^-14

alors : [H₃O⁺] = K_e / [OH^–] = 10^-14/[OH^–] = 10^-14/C

=> pH = -log [H₃O⁺] = -log(10^-14/C ) => pH = 14 + log C

2- Cas des bases faibles :

B + H₂O ⇔ BH⁺+ OH^–

Initialement, on part d’une concentration C en B. A l’équilibre il va se former BH⁺ de telle sorte que :

[B] + [BH⁺] = C => [B] = C- [BH⁺] ——-(1)

K_b = [BH⁺][OH^–] / [B] ———(2)

D’après l’équation de la réaction : [OH^–] = [BH⁺] et vu l’équation (1); l’équation (2) deviendra :

K_b = [OH^–]² / [B] = [OH^–]² / C – [BH⁺] = [OH^–]² / C – [OH^–]² => [OH^–]² + K_b [OH^–] – K_bC = 0

La racine positive donne [OH^–]. Il est simple de calculer le pH, si la dissolution est très faible c’est à dire [BH⁺] <<< [B] donc :

[B] + [BH⁺] = C=>[B]≅C et K_b= [OH^–]² / C
=> K_bC = [OH^–]² => [OH^–] = (K_bC)^1/2 => – log [OH^–] = 1/2 ( pK_b – logC )
=> pOH = 1/2 ( pK_b – logC )

comme : pH + pOH = 14 et pK_a + pK_b, = 14.

Pour avoir le pH de la solution, il suffit alors de remplacer : pOH par 14 – pH et pK_b par 14- pK_a et on aura enfin :

pH = 7 + 1/2 ( pK_a + logC )

PH d’une solution tampon

1- Définition : une solution tampon est un mélange d’acide faible et de sa base conjuguée.

2- Calcul du pH : On considère un mélange d’acide faible HA de concentration C_A et de base conjuguée de concnetration C_B

HA + H₂O ⇔ A^– + H₃O⁺ (ionisation de l’acide)

A^– + H₂O ⇔ OH^– + HA⁺ (hydrolyse de la base conjuguée)

donc K_a = [A^–][H₃O⁺] / [AH] => [H₃O⁺] = K_a [HA] / [A^–]

=> PH = pK_a + log [A^–] = pK_a + log [base conj] / [acide]

PH = pK_a + log [base conj] / [acide]

PH des solutions acido-basiques :

1- Mélange acide fort + base forte :

si a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange

Comment calcule -t- on le pH ?

2- Mélange acide fort + base faible :

Soit a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange

H₃O⁺ + B ⇔ BH⁺ + H₂O.

2.1 – Si a > b :        H₃O⁺ + B ⇔ BH⁺ + H₂O excès d’acide fort

pH = – log [H₃O⁺]= – log [a-b].

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2.2 – Si b > a : H₃O⁺ + B ⇔ BH⁺ + H₂O

2.3 – Si a = b : H₃0⁺+ B ^ Btf + H₂0

3- Acide faible – base forte :

Soit a = concentration de l’acide après mélange
et b = concentration de la base après mélange

AH + OH’ A’ + H₂O

a- Si a > b : excès d’acide faible.

AH + OH^– ⇔ A^– + H₂O⁺

b- Si b > a : excès de base forte.

AH + OH^– ⇔ A^– + H₂O⁺

c- Si b = a :

AH + OH^– ⇔ A^– + H₂O⁺

Remarque : On peut tracer expérimentalement la courbe pH = f (b); dite courbe de neutralisation (en fait, on obtient cette courbe par addition progressive dans a cm³ d’une solution d’acide, b cm³ d’une solution basique et inversement).

Cours du Dr Tayeb Benmachiche Akila – Faculté de Constantine