Les réactions acido-basiques

Identifier un acide, une base et un couple

Une réaction acido-basique est un transfert de proton H⁺. Un acide cède un proton. Une base capte un proton. Cette définition, dite de Brønsted, suffit pour traiter les exercices de Terminale.

Un acide HA peut perdre un proton et donner une base A^- :

HA = A- + H+

On associe alors les deux espèces dans un couple acide base, noté HA/A-. Les deux espèces sont dites conjuguées. Elles ne diffèrent que par un proton H⁺.

Exemples classiques :

• CH3COOH/CH3COO- : acide éthanoïque et ion éthanoate.
• NH4+/NH3 : ion ammonium et ammoniac.
• H3O+/H2O : ion oxonium et eau.
• H2O/HO- : eau et ion hydroxyde.

L’eau joue un rôle particulier. Elle peut céder un proton, donc se comporter comme un acide. Elle peut aussi capter un proton, donc se comporter comme une base. On dit qu’elle est amphotère.

Pour écrire une réaction acido-basique, on repère deux couples. L’acide d’un couple réagit avec la base de l’autre couple. Le proton passe de l’acide vers la base. Par exemple, avec l’acide éthanoïque et l’eau :

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

Ici, CH3COOH cède un proton à H2O. L’eau devient H3O+.

Relier pH, concentration et avancement

Le pH mesure l’acidité d’une solution aqueuse. En Terminale, on utilise la relation :

pH = - log [H3O+]

La concentration en ions oxonium s’écrit donc :

[H3O+] = 10-pH

Les concentrations sont exprimées en mol par litre. Une solution acide contient davantage d’ions oxonium qu’une solution neutre. Une solution basique contient davantage d’ions hydroxyde.

L’autoprotolyse de l’eau relie les ions oxonium et hydroxyde :

2 H2O = H3O+ + HO-

Elle conduit au produit ionique de l’eau :

Ke = [H3O+][HO-]

À température usuelle, on emploie souvent Ke = 1,0 × 10-14. Il faut vérifier si cette valeur est donnée dans l’énoncé avant de l’utiliser.

Grandeur	Relation utile	Usage
pH	pH = - log [H3O+]	Passer d’une concentration en oxonium au pH.
Oxonium	[H3O+] = 10-pH	Exploiter une mesure de pH.
Produit ionique	Ke = [H3O+][HO-]	Relier acidité et basicité en solution aqueuse.
Constante d’acidité	Ka = [A-][H3O+] / [HA]	Étudier l’équilibre d’un acide faible avec l’eau.
pKa	pKa = - log Ka	Comparer la force de deux acides.

Le pH ne se lit jamais comme une quantité de matière. C’est une grandeur logarithmique. Une variation d’une unité de pH correspond à une concentration en ions oxonium multipliée ou divisée par dix.

Comprendre la constante d’acidité et le pK_a

Quand un acide HA réagit avec l’eau, la réaction s’écrit :

HA + H2O = A- + H3O+

La constante d’acidité du couple HA/A- est :

Ka = [A-][H3O+] / [HA]

L’eau, solvant, n’apparaît pas dans l’expression de cette constante. Plus Ka est grand, plus l’acide cède facilement son proton. Plus pKa est petit, plus l’acide est fort.

La forme acide et la forme basique d’un couple coexistent en solution. Leur proportion dépend du pH. La relation utile est :

pH = pKa + log([A-] / [HA])

On en déduit trois repères très efficaces :

• Si pH = pKa, alors [A-] = [HA].
• Si pH < pKa, la forme acide HA prédomine.
• Si pH > pKa, la forme basique A- prédomine.

Cette lecture sert souvent pour les diagrammes de prédominance. On place pKa comme frontière. À gauche, en milieu plus acide, la forme acide domine. À droite, en milieu plus basique, la forme basique domine.

Une réaction acido-basique est favorisée si elle transforme l’acide le plus fort et la base la plus forte en acide plus faible et base plus faible. En pratique, on compare les pKa. L’acide le plus fort est celui dont le pKa est le plus faible.

Traiter un calcul de pH pour un acide faible

Exemple. On dissout de l’acide éthanoïque CH3COOH dans l’eau. La concentration apportée vaut c = 1,0 × 10-2 mol.L-1. On donne pKa = 4,8 pour le couple CH3COOH/CH3COO-. On cherche le pH de la solution.

Étape 1 : écrire la réaction

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

On note x la concentration d’acide qui réagit à l’équilibre. Alors :

• [CH3COOH] = c - x
• [CH3COO-] = x
• [H3O+] = x, si l’apport de l’eau est négligé devant celui de l’acide.

Étape 2 : utiliser K_a

On calcule :

Ka = 10-pKa = 10-4,8 = 1,58 × 10-5

La constante donne :

Ka = x2 / (c - x)

Comme Ka est petit devant c, on peut tester l’approximation c - x ≈ c. Alors :

x ≈ √(Ka × c)

x ≈ √(1,58 × 10-5 × 1,0 × 10-2) = √(1,58 × 10-7)

x ≈ 3,98 × 10-4 mol.L-1

Étape 3 : vérifier puis calculer le pH

On vérifie que x reste petit devant c :

x / c = 3,98 × 10-4 / 1,0 × 10-2 = 3,98 × 10-2

La proportion transformée vaut environ quatre pour cent. L’approximation est acceptable pour un calcul de cours.

Donc :

[H3O+] ≈ 3,98 × 10-4 mol.L-1

pH = - log(3,98 × 10-4) ≈ 3,40

Le résultat est cohérent : la solution est acide, mais l’acide éthanoïque ne réagit pas totalement avec l’eau. Le pH est donc plus élevé que celui d’un acide fort de même concentration.

Exploiter un titrage acido-basique

Un titrage sert à déterminer une concentration inconnue. On fait réagir l’espèce titrée avec une espèce titrante de concentration connue. La réaction support doit être rapide, totale et de stœchiométrie connue.

Pour un acide monoprotique titré par une base forte, l’équation peut s’écrire :

HA + HO- = A- + H2O

À l’équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. Pour une réaction avec des coefficients égaux à un :

n(HA)initial = n(HO-)versé à l’équivalence

Donc :

cA VA = cB VE

Exemple. On titre VA = 20,0 mL d’une solution d’acide par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration cB = 0,100 mol.L-1. Le volume à l’équivalence est VE = 12,4 mL. La réaction a des coefficients égaux à un.

On convertit les volumes dans la même unité. Ici, les millilitres peuvent rester ensemble car ils se simplifient dans le rapport :

cA = cB VE / VA

cA = 0,100 × 12,4 / 20,0 = 0,0620 mol.L-1

La concentration de l’acide vaut donc 6,20 × 10-2 mol.L-1. Le nombre de chiffres significatifs suit les données de l’exercice.

Sur une courbe de titrage pH en fonction du volume versé, l’équivalence correspond à la zone où le pH varie le plus brutalement. On peut la repérer par une méthode graphique ou par l’étude de la dérivée si elle est fournie.

Méthode à appliquer le jour de l’évaluation

1. Repérer les espèces présentes. Écrire les couples acide base possibles. Identifier qui peut céder H⁺ et qui peut le capter.
2. Écrire l’équation de réaction. Faire passer un proton de l’acide vers la base. Vérifier les charges et les atomes.
3. Choisir l’outil. Pour un pH, utiliser [H3O+] = 10-pH ou Ka. Pour une prédominance, comparer pH et pKa. Pour un titrage, raisonner à l’équivalence.
4. Poser les quantités clairement. Utiliser un tableau d’avancement si la réaction n’est pas totale. Utiliser les relations de quantité de matière si le titrage est total.
5. Contrôler les unités. Convertir les volumes en litres pour les quantités de matière. Garder des concentrations en mol.L^-1.
6. Vérifier la cohérence. Un acide donne un pH inférieur au pH neutre. Une base donne un pH supérieur. Une dilution rapproche le pH de la neutralité.
7. Conclure avec une phrase. Donner la valeur demandée et son sens chimique : concentration trouvée, espèce prédominante, acidité de la solution ou volume d’équivalence.

Hugo Arbonnier