Transformations acide-base

Thème du programme : Constitution et transformations de la matière Niveau : Terminale, enseignement de spécialité physique-chimie Place dans la progression : premier chapitre de chimie de l'année. Il réinvestit la transformation chimique et la concentration vues en Première, et installe le vocabulaire acide-base (couple, transfert d'ion hydrogène, pH) sur lequel s'appuieront les chapitres suivants : comparaison de la force des acides et des bases, puis titrages.

Prérequis : équation de réaction et ajustement des nombres stœchiométriques ; concentration en quantité de matière ; schéma de Lewis, doublets liants et non liants (Première) ; fonction logarithme décimal (mathématiques).

Dans ce chapitre, essaie de répondre aux questions posées avant de lire la suite : c'est en formulant ta propre hypothèse, même fausse, que tu retiens le mieux l'explication qui suit.

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Paragraphe 1 — Modéliser les transformations acide-base

1.1 Qu'est-ce qu'un acide, qu'est-ce qu'une base ?

🤔 À toi de jouer. Le chlorure d'hydrogène HCℓ est un gaz. À l'état pur, ce gaz ne conduit pas le courant électrique. Dissous dans l'eau, il donne une solution qui le conduit très bien. Des ions sont donc apparus alors que le gaz n'en contenait aucun : d'où peuvent-ils bien venir ?

Si tu as pensé que la molécule s'est cassée en deux morceaux chargés, tu es sur la bonne piste — mais il faut préciser qui prend quoi, et surtout avec qui. Une molécule HCℓ cède son atome d'hydrogène sous forme d'ion hydrogène H⁺, et c'est une molécule d'eau qui le capte. C'est là toute l'idée du chapitre : une transformation acide-base est un transfert d'ion hydrogène entre deux espèces.

Les définitions, dues à Brönsted, tiennent en deux lignes :

• Un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène H⁺.
• Une base est une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène H⁺.

Pourquoi « ion hydrogène » et pas « proton » ? L'atome d'hydrogène le plus courant est constitué d'un proton et d'un électron. En perdant son électron, il ne reste que le noyau : l'ion H⁺ est donc un proton nu. Extrêmement réactif, il ne peut pas exister seul en solution : il est immédiatement capté par une molécule d'eau pour donner l'ion oxonium H₃O⁺.

Conséquence importante : un acide ne peut céder son ion hydrogène que s'il se trouve une base pour le recevoir. Acide et base vont toujours par deux — on n'observe jamais l'un sans l'autre.

Schéma : dissolution du chlorure d'hydrogène dans l'eau. L'acide HCℓ cède H⁺ à la base H₂O ; chacun se transforme en son espèce conjuguée.

1.2 Couple acide-base et demi-équation

Reprends le schéma ci-dessus : HCℓ et Cℓ⁻ ne diffèrent que d'un ion H⁺, tout comme H₂O et H₃O⁺. Deux espèces liées de cette façon forment un couple acide-base, noté acide / base (l'acide toujours en premier).

On décrit le passage de l'un à l'autre par une demi-équation acide-base :

acide = base + H⁺

Quelques exemples :

CH₃COOH = CH₃COO⁻ + H⁺

NH₄⁺ = NH₃ + H⁺

H₂O = HO⁻ + H⁺

Méthode. Pour trouver la base conjuguée d'un acide, retire un H à la formule et diminue la charge d'une unité. Pour trouver l'acide conjugué d'une base, ajoute un H et augmente la charge d'une unité. La charge se compte algébriquement : la base conjuguée de NH₄⁺ est NH₃ (de +1 à 0), celle de H₂O est HO⁻ (de 0 à −1).

Attention au signe =. Une demi-équation n'est pas une réaction réelle : elle décrit une possibilité d'échange, et l'ion H⁺ qui y figure n'existe pas à l'état libre. C'est une écriture intermédiaire, un outil de construction — on n'y met donc pas de flèche.

1.3 Écrire l'équation d'une réaction acide-base

Une réaction acide-base met en jeu deux couples : l'acide de l'un réagit avec la base de l'autre.

Si l'on note les couples A₁ / B₁ et A₂ / B₂, la réaction entre l'acide A₁ et la base B₂ s'écrit :

A₁ + B₂ → B₁ + A₂

Méthode en trois temps :

1. Écrire la demi-équation du couple dont l'acide réagit, dans le sens de la cession : A₁ = B₁ + H⁺
2. Écrire la demi-équation de l'autre couple dans le sens de la capture : B₂ + H⁺ = A₂
3. Additionner membre à membre : l'ion H⁺ se simplifie, il ne doit plus figurer dans l'équation finale.

Exemple. Mélange d'une solution d'acide éthanoïque et d'une solution d'ammoniac. Couples en jeu : CH₃COOH / CH₃COO⁻ et NH₄⁺ / NH₃.

1. CH₃COOH = CH₃COO⁻ + H⁺
2. NH₃ + H⁺ = NH₄⁺
3. CH₃COOH + NH₃ → CH₃COO⁻ + NH₄⁺

Vérification systématique : l'équation finale doit être équilibrée en éléments et en charges, et ne plus contenir H⁺.

🤔 À toi de jouer. Verser du vinaigre sur du bicarbonate de sodium (hydrogénocarbonate de sodium) déclenche une effervescence spectaculaire. Les couples mis en jeu sont CH₃COOH / CH₃COO⁻ et CO₂,H₂O / HCO₃⁻. Quel gaz s'échappe, et sais-tu écrire l'équation de la réaction ?

Le gaz est le dioxyde de carbone. L'acide éthanoïque cède son ion hydrogène à l'ion hydrogénocarbonate :

CH₃COOH + HCO₃⁻ → CH₃COO⁻ + CO₂ + H₂O

Une notation à expliquer. L'acide du couple s'écrit CO₂,H₂O et non H₂CO₃ : en solution aqueuse, l'acide carbonique est très instable et se décompose aussitôt en dioxyde de carbone dissous et en eau. La demi-équation correspondante s'écrit donc :

CO₂,H₂O = HCO₃⁻ + H⁺

C'est exactement ce qui se produit quand tu ouvres une bouteille d'eau gazeuse : le CO₂ dissous s'échappe.

1.4 Les familles à connaître

Acide carboxylique. Il porte le groupe caractéristique carboxyle, de formule semi-développée —COOH : un atome de carbone doublement lié à un atome d'oxygène et lié à un groupe —O—H. C'est l'hydrogène de ce groupe —O—H qui est cédé. La base conjuguée, l'ion carboxylate —COO⁻, porte la charge négative sur l'oxygène. Exemple : l'acide éthanoïque CH₃—COOH, principal constituant acide du vinaigre, donne l'ion éthanoate CH₃—COO⁻.

Amine. Elle porte un atome d'azote lié à des atomes de carbone ou d'hydrogène et portant un doublet non liant. Ce doublet est le site qui accueille l'ion hydrogène : l'amine est donc une base, et son acide conjugué est l'ion ammonium correspondant. Exemple : la méthanamine CH₃—NH₂ donne l'ion méthylammonium CH₃—NH₃⁺.

Schéma : dans les deux familles, c'est un doublet non liant qui établit la liaison avec l'ion hydrogène — une base de Brönsted est donc nécessairement un site donneur de doublet.

Piège de notation. Pour une amine, on écrit le couple ion ammonium / amine, et non l'inverse : l'amine est la base, pas l'acide. NH₄⁺ / NH₃ et non NH₃ / NH₄⁺.

1.5 Espèce amphotère

🤔 À toi de jouer. L'ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ réagit avec le vinaigre, qui est un acide. Mais il réagit aussi avec la soude, qui est une base. N'est-ce pas contradictoire ?

Ce n'est pas contradictoire : cela signifie simplement que cette espèce sait jouer les deux rôles selon le partenaire qu'on lui propose.

Une espèce amphotère est une espèce qui appartient à deux couples acide-base différents : elle y est la base dans l'un, l'acide dans l'autre.

Exemple 1 — l'eau. Base du couple H₃O⁺ / H₂O, acide du couple H₂O / HO⁻. C'est ce qui lui permet de réagir aussi bien avec les acides qu'avec les bases, et explique son rôle central en solution aqueuse.

Exemple 2 — l'ion hydrogénocarbonate. Base du couple CO₂,H₂O / HCO₃⁻, acide du couple HCO₃⁻ / CO₃²⁻.

Méthode. Pour justifier qu'une espèce est amphotère, il suffit d'écrire les deux demi-équations dans lesquelles elle intervient, l'une où elle cède H⁺, l'autre où elle le capte :

HCO₃⁻ = CO₃²⁻ + H⁺ (elle se comporte en acide)

CO₂,H₂O = HCO₃⁻ + H⁺ (elle se comporte en base)

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Paragraphe 2 — Analyser un système par le pH

2.1 Le pH, une mesure de la concentration en ions oxonium

Toutes les solutions aqueuses contiennent des ions oxonium H₃O⁺ : les solutions acides en contiennent beaucoup, les solutions basiques très peu. Le problème est que leur concentration s'étale sur une douzaine de puissances de dix, de 1 mol·L⁻¹ à 10⁻¹⁴ mol·L⁻¹ environ. Manipuler directement de tels nombres serait peu commode : on préfère en prendre le logarithme décimal.

Le pH d'une solution aqueuse est défini par :

$\mathrm{pH} = -\log\left(\dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^{\circ}}\right) \qquad \text{avec } c^{\circ} = 1\ \mathrm{mol \cdot L^{-1}}$

où $c^{\circ}$ est la concentration standard. Diviser par $c^{\circ}$ rend le quotient sans dimension — c'est ce qui autorise à en prendre le logarithme — et fait du pH un nombre sans unité.

En pratique, on écrit souvent la formule abrégée pH = −log[H₃O⁺], en sous-entendant que la concentration est exprimée en mol·L⁻¹.

Le signe « moins » inverse le sens de lecture : plus une solution est acide, plus sa concentration en ions oxonium est grande, et plus son pH est petit. À 25 °C :

• pH < 7 : solution acide
• pH = 7 : solution neutre
• pH > 7 : solution basique

Schéma : à chaque unité de pH gagnée correspond une concentration en ions oxonium divisée par dix.

Ordres de grandeur à connaître : suc gastrique ≈ 1,5 ; jus de citron ≈ 2,4 ; vinaigre ≈ 3 ; eau pure 7,0 ; sang ≈ 7,4 (très finement régulé) ; ammoniaque ménager ≈ 11,5. Retiens aussi que le pH s'écrit avec une décimale : le nombre de décimales du pH correspond au nombre de chiffres significatifs de la concentration.

2.2 Passer du pH à la concentration

La relation se retourne en appliquant la fonction réciproque du logarithme décimal :

$[\mathrm{H_3O^+}] = c^{\circ} \times 10^{-\mathrm{pH}}$

Exemple 1. Une solution telle que [H₃O⁺] = 2,5 × 10⁻³ mol·L⁻¹ a pour pH : pH = −log(2,5 × 10⁻³) = 2,60.

Exemple 2. Une solution de pH = 4,7 a pour concentration : [H₃O⁺] = 10⁻⁴·⁷ = 2 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹.

🤔 À toi de jouer. Une solution A a un pH de 3,0, une solution B un pH de 6,0. Peut-on dire que A est deux fois plus acide que B ?

Certainement pas. Le rapport des concentrations en ions oxonium vaut :

$\dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]_A}{[\mathrm{H_3O^+}]_B} = \dfrac{10^{-3{,}0}}{10^{-6{,}0}} = 10^{3{,}0} = 1000$

La solution A est mille fois plus concentrée en ions oxonium que la solution B. Une échelle logarithmique écrase les écarts : trois petites unités de pH cachent un facteur mille.

Tu as déjà rencontré cet outil. Le niveau sonore en décibels, étudié au chapitre 1, repose exactement sur la même idée : ramener une grandeur qui varie sur douze ordres de grandeur à une échelle commode de quelques dizaines d'unités. Là aussi, additionner des unités revient à multiplier la grandeur physique.

2.3 Que devient le pH quand on dilue ?

Diluer une solution d'un facteur 10 consiste à la rendre dix fois moins concentrée, en ajoutant de l'eau. La concentration en ions oxonium est alors divisée par 10 :

$[\mathrm{H_3O^+}]' = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]}{10}$

Le nouveau pH vaut :

$\mathrm{pH}' = -\log\left(\dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]}{10\, c^{\circ}}\right) = -\log\left(\dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^{\circ}}\right) + \log(10) = \mathrm{pH} + 1$

Diluer une solution acide d'un facteur 10 augmente son pH d'une unité. Plus généralement, une dilution d'un facteur 10ⁿ augmente le pH de n unités.

Attention au domaine de validité. Ce raisonnement suppose que tous les ions oxonium proviennent de l'acide dissous. Or l'eau elle-même en contient toujours, à hauteur de 10⁻⁷ mol·L⁻¹ environ. Dès que l'acide apporté devient aussi dilué que cela, on ne peut plus négliger la contribution de l'eau : le pH cesse d'augmenter d'une unité par dilution et ne dépasse jamais 7. C'est précisément ce que tu vérifieras au TP.

🤔 À toi de jouer. Une solution d'acide chlorhydrique a un pH de 2,0. On la dilue 100 fois : que vaut son nouveau pH ? Et si on la diluait 10¹⁰ fois, obtiendrait-on un pH de 12 ?

100 = 10², donc le pH augmente de 2 unités : pH = 4,0. En revanche, une dilution par 10¹⁰ ne donne pas un pH de 12 : une solution d'acide, aussi diluée soit-elle, ne peut pas devenir basique. Le pH tendrait vers 7 sans jamais le dépasser.

2.4 Les solutions courantes d'acides et de bases

Pourquoi deux écritures différentes ? Pour l'acide chlorhydrique et l'acide nitrique, la réaction avec l'eau est totale : il ne reste plus de molécules HCℓ ou HNO₃ en solution, seulement les ions. On écrit donc directement les ions présents. Pour l'acide éthanoïque et l'ammoniac, la réaction avec l'eau est limitée : l'espèce dissoute reste très majoritairement sous sa forme moléculaire, que l'on écrit telle quelle. Cette différence sera quantifiée dans le chapitre suivant, consacré à la force des acides et des bases.

Vocabulaire. La « soude » désigne l'hydroxyde de sodium — à ne pas confondre avec le carbonate de sodium, parfois appelé cristaux de soude, ni avec le bicarbonate.

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Repère historique : d'une brasserie danoise à la théorie de Brönsted

La notion de pH n'est pas née dans un laboratoire universitaire, mais dans une brasserie.

• 1909 — Søren Sørensen, chimiste au laboratoire Carlsberg à Copenhague, travaille sur le contrôle de l'acidité au cours du brassage de la bière, où de très petites variations modifient l'action des enzymes. Confronté à des concentrations en ions hydrogène s'étalant sur de nombreuses puissances de dix, il propose d'en prendre le logarithme décimal changé de signe : le pH est né, d'abord comme une commodité de calcul pour un industriel.
• 1923 — Johannes Brönsted, également à Copenhague, et Thomas Lowry, à Cambridge, publient la même année et indépendamment l'un de l'autre la définition acide-base par transfert d'ion hydrogène. Elle remplace celle d'Arrhenius, qui définissait un acide comme une espèce libérant des ions H⁺ en solution aqueuse — définition efficace mais limitée à l'eau.
• La définition de Brönsted, elle, ne fait référence à aucun solvant particulier : c'est ce qui en fait sa force, et c'est celle que tu utilises dans ce chapitre.

Ce repère montre deux façons dont progresse la chimie : par la commodité pratique (Sørensen cherchait à fabriquer de la bière régulière) et par la généralisation théorique (Brönsted cherchait à s'affranchir d'un cas particulier).

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Erreurs fréquentes à anticiper

• Écrire l'ion H⁺ comme une espèce présente en solution : en solution aqueuse, c'est H₃O⁺. L'ion H⁺ ne figure que dans les demi-équations, jamais dans une équation de réaction.
• Croire qu'une dilution d'un facteur 10 divise le pH par 10 : elle l'augmente de 1.
• Oublier que l'échelle est inversée par le signe moins : un pH qui augmente correspond à une acidité qui diminue.
• Écrire le couple d'une amine à l'envers : l'amine est la base, l'ion ammonium est l'acide.
• Confondre l'ion hydroxyde HO⁻ et la molécule d'eau H₂O, qui appartiennent pourtant au même couple.
• Utiliser une flèche dans une demi-équation acide-base, alors qu'on y écrit un signe égal.
• Laisser H⁺ dans l'équation finale d'une réaction acide-base : c'est le signe que les deux demi-équations n'ont pas été correctement additionnées.