Réactions acide-base

1. Définitions
  • Acide : espèce capable de céder un proton H⁺
  • Base : espèce capable de capter un proton H⁺
  • Couple acide/base : deux espèces transformables l'une en l'autre par échange de H⁺
2. Écriture des couples

Un couple s'écrit acide/base :

\[ \text{acide} \rightleftharpoons \text{base} + \text{H}^+ \]

Exemples :

  • H₃O⁺/H₂O
  • CH₃COOH/CH₃COO⁻
  • NH₄⁺/NH₃
3. Échelle de pH
0 2 4 7 10 12 14
  • pH < 7 : milieu acide
  • pH = 7 : milieu neutre
  • pH > 7 : milieu basique

Exercice :

Identifier l'acide et la base dans les couples suivants :

  1. HNO₃/NO₃⁻
  2. H₂O/OH⁻
  3. HCO₃⁻/CO₃²⁻

1. Écriture d'une réaction

Entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple :

\[ \text{acide}_1 + \text{base}_2 \rightleftharpoons \text{base}_1 + \text{acide}_2 \]

Exemple :

\[ \text{CH}_3\text{COOH} + \text{NH}_3 \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{NH}_4^+ \]

Avec les couples :

  • CH₃COOH/CH₃COO⁻
  • NH₄⁺/NH₃
2. Sens d'évolution

La réaction favorise la formation des espèces les plus stables :

  • L'acide le plus fort réagit avec la base la plus forte
  • Pour prévoir le sens, comparer les forces des acides et bases
Acide fort Base forte Exemples
Se dissocie complètement Se protone complètement HCl, H₂SO₄, NaOH
Faiblement présent à l'équilibre Faiblement présent à l'équilibre CH₃COOH, NH₃

Exercice :

Écrire l'équation de la réaction entre HCl (acide) et NH₃ (base) et indiquer son sens favorisé.

1. Définition du pH
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] \]
\[ [\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}} \]

où [H₃O⁺] est la concentration en ions oxonium (mol/L)

2. Cas des solutions d'acides forts
\[ \text{pH} = -\log C \]

où C est la concentration de l'acide (mol/L)

3. Cas des solutions de bases fortes
\[ \text{pH} = 14 + \log C \]

où C est la concentration de la base (mol/L)

Remarque : Pour les acides et bases faibles, les calculs sont plus complexes et font intervenir le pKa.
4. Relation pH/pOH
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
\[ [\text{H}_3\text{O}^+] \times [\text{OH}^-] = 10^{-14} \]

Exercice :

Calculer le pH des solutions suivantes :

  1. Solution de HCl à 0.01 mol/L
  2. Solution de NaOH à 0.001 mol/L

1. Principe

Déterminer la concentration d'une solution en mesurant le volume de réactif titrant nécessaire pour atteindre l'équivalence.

2. Équivalence

Point où les quantités de matière d'acide et de base sont stoechiométriques :

\[ C_a V_a = C_b V_b \]

pour une réaction 1:1

3. Indicateurs colorés
Indicateur Zone de virage Couleur acide Couleur base
Hélianthine 3.1 - 4.4 Rouge Jaune
Bleu de bromothymol 6.0 - 7.6 Jaune Bleu
Phénolphtaléine 8.2 - 10.0 Incolore Rose
4. Courbe de dosage
  • pH en fonction du volume de titrant ajouté
  • Saut de pH à l'équivalence
  • Point équivalent = milieu du saut

Exercice :

On dose 20 mL d'une solution de HCl par une solution de NaOH à 0.1 mol/L. L'équivalence est atteinte pour 15 mL de NaOH. Calculer la concentration de HCl.