Les trois modèles pour comprendre les acides et bases en sol
Télécharger PDFÉquilibres acido-basiques en solutions aqueuses
A/ Acide et base en solutions aqueuses (Aspects qualitatifs)
Les acides et les bases sont connus pour leurs effets spécifiques : Les acides se reconnaissent à leur goût aigre, leur caractère irritant et leur capacité à faire passer la teinture du tournesol du mauve au rouge. Les bases (ou alcalins) se distinguent par leur saveur âcre et brûlante ainsi que leur aptitude à former des savons avec les huiles. Le mélange d’une base et d’un acide produit un sel, où les propriétés acides et basiques disparaissent (neutralisation). Sur le plan conceptuel, trois modèles décrivent les acides et les bases : a) Modèle d’Arrhenius (1887). b) Modèle de Brønsted-Lowry (1923). c) Modèle de Lewis (1923).
II-1 Acides et bases : modèles et définitions
1) Définitions d’Arrhenius (Suédois, 1859-1927) en 1887 Un acide est un composé capable de libérer des ions H+ en se dissolvant dans l’eau. Exemples : HCl(aq) → H+(aq) + Cl−(aq) HBr(aq) → H+(aq) + Br−(aq) Une base est un composé susceptible de libérer des ions OH− (ions hydroxyde) lors de sa dissolution dans l’eau. Exemples : NaOH(aq) → Na+(aq) + OH−(aq) Ba(OH)2(aq) → Ba2+(aq) + 2 OH−(aq) Une réaction acide-base, ou réaction de neutralisation, consiste en la combinaison des ions H+ et OH− pour former de l’eau : H+ + OH− → H2O Exemple de réaction de neutralisation : HCl + NaOH → NaCl + H2O
2) Définitions de la théorie de Brønsted-Lowry (1923) En 1923, les chimistes Brønsted (Danemark, 1879-1947) et Lowry (Angleterre, 1874-1963) ont proposé une définition basée sur les échanges de protons entre espèces chimiques. Un acide est une espèce chimique, molécule ou ion, capable de céder un ou plusieurs protons H+ ; il est donc donneur de proton. Exemples : HCl(aq) → H+(aq) + Cl−(aq) H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42−(aq) Une base est une espèce chimique qui capte un ou plusieurs protons H+ ; elle est donc accepteur de proton. Exemple : NH3 + H+(aq) ⇌ NH4+(aq)
Une réaction acide-base est un transfert de proton entre un donneur (acide) et un accepteur (base). La perte d’un proton H+ par l’acide ne peut se produire qu’en présence d’une base qui le fixe.
II-2 Caractéristiques des acides et des bases en solution
1) Dissociation Acide : - Dissociation d’un acide faible, par exemple HF : HF + H2O ⇌ F− + H3O+ Ka (constante d’acidité) = [H3O+][F−]/[HF] Certains composés jouent à la fois le rôle d’acide et de base : ce sont des amphotères ou ampholytes (exemples : H2PO4− et HPO42−). Cas particulier de l’eau : L’eau peut agir comme acide (couple H2O/OH−) ou comme base (couple H3O+/H2O).
Autoprotolyse de l’eau : H2O + H2O ⇌ OH− + H3O+ À 25°C, dans un litre d’eau pure (masse 1000 g), il y a (1000/18) = 55,56 moles d’eau, dont une fraction de 1,8 × 10−9 est ionisée. [H3O+] = [OH−] = 10−7 mol/L Ke (produit ionique de l’eau) = [H3O+][OH−] = 10−14 à 25°C pKe = −log10(Ke) = 14 à 25°C Variation du pKe avec la température : Température (°C) | pKe --- | --- 10 | 14,53 20 | 14,16 25 | 14 30 | 13,84
Notion de pH (Sørensen, Danois en 1909)
Définition du pH : En solution aqueuse, le pH est défini par : pH = −log10([H3O+]) [H3O+] = 10−pH Relation entre pH et pOH : pH + pOH = 14 Échelle de pH en solution aqueuse : - Si le milieu est neutre : [H3O+] = [OH−] et pH = 7 - Si le milieu est acide : pH ≤ 6,5 - Si le milieu est basique : pOH ≤ 6,5 ⇒ pH ≥ 7,5
Diagramme de prédominance dans le domaine de pH
Pour un couple acide-base donné : - Si pH ≤ pKa − 1 : l’acide HA est majoritaire - Si pH = pKa : coexistence des deux espèces (HA et A−) - Si pH ≥ pKa + 1 : la base A− est majoritaire Dans un milieu acide : [H3O+] ≫ [OH−] Dans un milieu basique : [OH−] ≫ [H3O+] Dans un milieu neutre : [H3O+] = [OH−]
2) Couples acides-bases conjugués
À tout acide correspond une base conjuguée et à toute base correspond un acide conjugué. Exemple pour un acide HA : HA + H2O ⇌ A− + H3O+ Couples acide-base : HA/A− et H3O+/H2O L’eau joue le rôle d’une base vis-à-vis d’un acide et celui d’un acide vis-à-vis d’une base. Exemple pour une base B : B + H2O ⇌ BH+ + OH− Couples acide-base : BH+/B et H2O/OH− Le proton H+ n’existe pas librement dans l’eau ou dans d’autres solvants ; il est uniquement échangé. Un acide ne peut céder un proton qu’en présence d’une base qui le capte, et réciproquement.
III Étude des équilibres de dissociation
1°) Forces des acides et des bases faibles Un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement ses protons. Une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement des protons. Les acides et bases forts sont totalement dissociés, tandis que les acides et bases faibles ne le sont que partiellement, donnant lieu à des équilibres. Exemple d’un acide fort HA : HA + H2O → A− + H3O+ Exemple d’un acide faible HA : HA + H2O ⇌ A− + H3O+ Ka = [H3O+][A−]/[HA] Dans l’eau, la concentration de H2O est constante ([H2O] = 55,5 M). On définit pKa = −log10(Ka). Plus Ka est grand (et pKa est faible), plus l’acide est fort.
2°) Relation entre un acide et sa base conjuguée Pour un couple acide-base HA/A− : HA + H2O ⇌ A− + H3O+ A− + H2O ⇌ HA + OH− Constante d’acidité (Ka) et constante de basicité (Kb) : Ka × Kb = [H3O+][OH−] = Ke = 10−14 à 25°C pKa + pKb = pKe = 14 à 25°C Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible.
3) Classement des acides et bases forts Les acides forts dans l’eau (HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3) sont totalement convertis en H3O+ et en leurs bases conjuguées. Leur comportement ne peut donc pas être différencié. Les bases fortes dans l’eau (NaOH, KOH) sont totalement converties en OH− et en leurs acides conjugués. Il est impossible de classer les acides et bases forts dans l’eau. On utilise donc un solvant différent de l’eau. Les acides forts ont des pKa négatifs, et les bases fortes des pKa supérieurs à 14.
4) Calcul des Ka des couples de l’eau En milieu acide : Couple H3O+/H2O Ka = [H3O+]/[H2O] = 0 (pKa = 0) En milieu basique : Couple H2O/OH− Ka = [OH−]/[H2O] = 10−14 (pKa = 14)
5) Échelle de pKa dans l’eau
Il est possible de classer tous les couples acide-base dans l’eau en utilisant une échelle de pKa. Exemples de couples acide-base et leurs pKa : Acides forts (non existants dans l’eau) | Acides faibles | Acides très faibles (inactifs) --- | --- | --- 0 < pKa < 14 | 0 < pKa < 14 | pKa > 14 HClO4 | HCl | H2O HI | HNO3 | CH3COOH HBr | H3O+ | NH4+ HCl | H2SO4 | Na+ pKa | Couples acide-base --- | --- −7 | Cl− −1,4 | NO3− 0 | H3O+/H2O 4,75 | CH3COOH/CH3COO− 9,25 | NH4+/NH3 14 | H2O/OH− 15,7 | OH− Bases très faibles (indifférentes) | Bases faibles | Bases fortes (non existantes dans l’eau) --- | --- | --- 0 < pKa < 14 | 0 < pKa < 14 | pKa > 14 NaOH | H2O | OH− H2O | CH3COO− | NH3 CH3COO− | NH3 |
6) Prévision des réactions acido-basiques
Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l’acide HA1 d’un couple HA1/A1− et la base A2− d’un couple HA2/A2−. L’équation de la réaction est la somme des deux demi-équations relatives à chaque couple : HA1 + H2O ⇌ A1− + H3O+ A2− + H2O ⇌ HA2 + OH− La réaction se produit entre l’acide le plus fort et la base la plus forte. Exemple : mélange d’acide acétique et d’ammoniac. pKa(CH3COOH/CH3COO−) = 4,75 pKa(NH4+/NH3) = 9,25 Réaction : CH3COOH + NH3 → CH3COO− + NH4+ La réaction est favorisée dans le sens 1 (totalement possible) si K > 104. ΔpKa = pKa(base) − pKa(acide) = 9,25 − 4,75 = 4,5 > 4 ⇒ réaction favorisée.
Diagramme de prédominance horizontal
Exemple : acide acétique et ammoniac. pKa(acide CH3COOH) = 4,75 pKa(base