Introduction et definitions
La notion d'acide et de base est centrale en chimie, notamment pour comprendre les reactions qui se deroulent en solution aqueuse. La theorie la plus utilisee au lycee est celle proposee par Johannes Bronsted et Thomas Lowry en 1923.
Acide de Bronsted : espece chimique capable de ceder un proton H⁺ (donneur de proton).
Base de Bronsted : espece chimique capable de capter un proton H⁺ (accepteur de proton).
Le proton H⁺ (ion hydrogene) est un atome d'hydrogene ayant perdu son unique electron. En solution aqueuse, il n'existe pas a l'etat libre : il s'associe immediatement a une molecule d'eau pour former l'ion oxonium H₃O⁺.
Couples acide/base
Un acide et une base sont lies par l'echange d'un proton H⁺. Ils forment un couple acide/base, note Acide / Base. L'equation generique s'ecrit :
Couple HCl / Cl⁻
HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺
L'acide chlorhydrique cede un H⁺ a l'eau et devient l'ion chlorure Cl⁻. C'est l'acide present dans les sucs gastriques.
Couple CH₃COOH / CH₃COO⁻
CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺
L'acide ethanoique (acide acetique) reagit partiellement avec l'eau. C'est le principal acide du vinaigre.
Couple NH₄⁺ / NH₃
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺
L'ion ammonium peut ceder un proton pour donner l'ammoniac, une base utilisee dans de nombreux produits d'entretien.
Couple H₂O / HO⁻
H₂O + H₂O ⇌ HO⁻ + H₃O⁺ (autoprotolyse)
L'eau est une espece amphotere : elle peut jouer le role d'un acide ou d'une base.
Le pH : mesure de l'acidite
La concentration en ions oxonium H₃O⁺ determine l'acidite d'une solution. Pour manipuler des nombres plus simples, on utilise le pH (potentiel Hydrogene).
Formule
ou [H₃O⁺] est exprimee en mol.L⁻¹. Plus la concentration en H₃O⁺ est elevee, plus le pH est faible.
Echelle de pH (a 25 °C)
On mesure le pH avec un pH-metre, appareil electronique precis constitue d'une electrode de verre. Les indicateurs colores (papier pH) donnent une mesure moins precise mais rapide.
Reactions acido-basiques
Une reaction acido-basique est un transfert de proton H⁺ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.
Exemple : HCl + NH₃ → Cl⁻ + NH₄⁺. Ici, HCl (acide₁) cede son proton a NH₃ (base₂).
Constante d'acidite Ka et pKa
La force d'un acide est caracterisee par sa constante d'acidite Ka, relative a sa reaction avec l'eau :
pKa = - log(Ka)
Plus le pKa est faible, plus l'acide est fort.
Plus Ka est grand
Plus la reaction avec l'eau est favorisee (acide plus fort).
Acides forts et acides faibles
Cette distinction est fondamentale, notamment en Terminale specialite.
Acides forts
Reagissent totalement avec l'eau (fleche simple).
Exemples : HCl, H₂SO₄, HNO₃
[H₃O⁺] = c
pH = -log(c)
Acides faibles
Reagissent partiellement avec l'eau (double fleche).
Exemples : CH₃COOH, NH₄⁺, H₂CO₃
[H₃O⁺] < c
Calcul via Ka ou pKa necessaire
Solutions tampons
Une solution tampon est une solution dont le pH varie tres peu lors de l'ajout modere d'un acide fort, d'une base forte ou lors d'une dilution moderee.
Composition
- D'un acide faible et de sa base conjuguee (ex. : CH₃COOH et CH₃COO⁻)
- Ou d'une base faible et de son acide conjugue (ex. : NH₃ et NH₄⁺)
Les solutions tampons sont cruciales en biologie (regulation du sang a pH ~ 7,4), en chimie analytique et dans l'industrie.
Applications dans la vie quotidienne
Digestion
L'estomac secrete un suc gastrique tres acide (pH ~1,5-2) contenant HCl. Cette acidite active les enzymes digestives et detruit les bacteries pathogenes.
Pluies acides
Les emissions de SO₂ et NOx forment avec l'eau de pluie du H₂SO₄ et du HNO₃. Ces pluies au pH < 5,5 endommagent forets, lacs et batiments.
Piscines
Le pH de l'eau doit etre maintenu entre 7,2 et 7,4 pour le confort des baigneurs et l'efficacite des desinfectants comme le chlore.
Vinaigre et conservation
Le vinaigre est une solution d'acide acetique (CH₃COOH) a environ 5-8%. Son pH acide (~2-3) inhibe les micro-organismes.
Ce qu'il faut retenir
- 1.Un acide de Bronsted cede un proton H⁺, une base en capte un.
- 2.Le pH mesure l'acidite : pH = -log([H₃O⁺]). Un pH < 7 = acide, > 7 = basique.
- 3.La force d'un acide est caracterisee par son pKa. Un acide fort a un pKa faible.
- 4.Un acide fort est totalement dissocie, contrairement a un acide faible.
- 5.Une solution tampon stabilise le pH grace au melange acide faible + base conjuguee.
- 6.Les concepts acide/base sont omnipresents : biologie, environnement, vie courante.
