Acides et bases selon Brønsted
Question
L'acide sulfurique $\ce{H2SO4}$, l'acide carbonique $\ce{H2CO3}$, l'acide chlorhydrique $\ce{HCl}$ et l'acide nitrique $\ce{HNO3}$ : quel est le point commun de ces acides ?
$\ce{H2SO4}$
$\ce{H2CO3}$
$\ce{HCl}$
$\ce{HNO3}$
Atomes d'hydrogène en blanc, d'oxygène en rouge, de carbone en gris, d'azote en bleu, de soufre en jaune, de chlore en vert.
RéponseVoir la réponse
Ils contiennent tous au moins un atome d'hydrogène.
Attention
La présence d'atomes d'hydrogène ne fait pas systématiquement d'une molécule un acide ! Le méthane $\ce{CH4}$ ou l'éthanol $\ce{C2H5OH}$ en contiennent, mais ne sont pas des acides : il faut que la molécule puisse donner facilement cet atome d'hydrogène une fois dissoute dans l'eau.
Définition d'un acide de Brønsted
Espèce chimique capable de céder un ion hydrogène $\ce{H+}$.
Définition d'une base de Brønsted
Une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène $\ce{H+}$.
Couples acide-base
En cédant un proton, un acide ${\color{#E11D48}\ce{AH}}$ se transforme en sa base conjuguée ${\color{#2A6BC4}\ce{A-}}$ :
Demi-équation acide-base
$${\color{#FCA5A5}\ce{AH}} = {\color{#93C5FD}\ce{A-}} + {\color{#F0ABFC}\ce{H+}}$$
Définition
$(\color{#E11D48}{\ce{AH}}\,/\,\color{#2A6BC4}{\ce{A-}})$ est un couple acide-base.
Exemple
$(\color{#E11D48}{\ce{CH3COOH}}\,/\,$$\color{#2A6BC4}{\ce{CH3COO-}}$$)$
acide éthanoïque / ion éthanoate
Exemple
$($$\color{#E11D48}{\ce{NH4+}}$$\,/\,\color{#2A6BC4}{\ce{NH3}})$
ion ammonium / ammoniac
Les deux exemples précédents font partie de deux familles chimiques ayant des propriétés acidobasiques :
À retenir
- acide carboxylique / ion carboxylate ;
- ion ammonium / amine.
Exemple : acide propanoïque $\ce{CH3-CH2-COOH}$ / ion propanoate $\ce{CH3-CH2-COO-}$. L'atome d'hydrogène cédé (en violet) est celui du groupe $\ce{-OH}$.
Exemple : ion méthylammonium $\ce{CH3-NH3+}$ / méthylamine $\ce{CH3-NH2}$. En captant un ion $\ce{H+}$ grâce à son doublet non liant, l'atome d'azote de l'amine forme une quatrième liaison et porte une charge $+$.
Autre exemple
$(\color{#E11D48}{\ce{H2CO3}}\,/\,$$\color{#2A6BC4}{\ce{HCO3-}}$$)$ : acide carbonique / ion bicarbonate
$($$\color{#E11D48}{\ce{HCO3-}}$$\,/\,\color{#2A6BC4}{\ce{CO3^2-}})$ : ion bicarbonate / ion carbonate
L'ion bicarbonate est aussi appelé ion hydrogénocarbonate (son nom officiel).
Question
Que peut-on dire de l'acide carbonique $\color{#E11D48}{\ce{H2CO3}}$ ?
Définition
Capable de céder successivement deux ions $\ce{H+}$, l'acide carbonique est un diacide !
Remarque
L'acide carbonique est formé par la réaction du dioxyde de carbone dissous avec l'eau :
$\ce{CO2 (aq) + H2O (\ell) -> H2CO3 (aq)}$
Il est responsable de l'acidification des océans !
Pour aller plus loinL'acidification des océans
Les océans absorbent environ le quart du dioxyde de carbone émis par les activités humaines. En se dissolvant, ce $\ce{CO2}$ forme de l'acide carbonique, qui cède des ions $\ce{H+}$ à l'eau : le pH de surface des océans est passé d'environ 8,2 avant l'ère industrielle à environ 8,1 aujourd'hui.
Cela paraît peu, mais le pH est une échelle logarithmique : une baisse de 0,1 correspond à une augmentation d'environ 25 % de la concentration en ions oxonium. Les organismes qui fabriquent un squelette ou une coquille en carbonate de calcium (coraux, mollusques, certains planctons) en souffrent, car les ions carbonate $\ce{CO3^2-}$ dont ils ont besoin captent alors des ions $\ce{H+}$ et deviennent moins disponibles.
Pour aller plus loinPourquoi l'eau distillée du labo n'a-t-elle pas un pH de 7 ?
Lorsqu'on mesure le pH de l'eau distillée du labo, on trouve une valeur compris entre 5 et 6. Pourquoi pas 7 ?
La raison principale : le dioxyde de carbone de l'air. Dès qu'elle est au contact de l'air (pendant sa production, son stockage dans la pissette ou pendant la mesure), l'eau dissout un peu de $\ce{CO2}$. Comme on vient de le voir, celui-ci forme de l'acide carbonique, qui cède des ions $\ce{H+}$ à l'eau : $\ce{[H3O+]}$ augmente et le pH diminue. Une eau en contact prolongé avec l'air atteint un pH voisin de 5,6 : c'est d'ailleurs le pH naturel de l'eau de pluie, avant toute pollution.
Une mesure délicate. L'eau distillée conduit très mal le courant, ce qui rend la mesure au pH-mètre lente et instable : il faut attendre longtemps que la valeur se stabilise.
Un 7 qui dépend de la température. Enfin, le pH d'une eau parfaitement pure ne vaut exactement 7 qu'à 25 °C : il vaut environ 7,5 à 0 °C et 6,1 à 100 °C, alors que l'eau reste neutre. Pour obtenir une eau proche de pH 7, on peut la faire bouillir (ce qui chasse le $\ce{CO2}$ dissous), puis la laisser refroidir à l'abri de l'air.
Question
Et que peut-on dire de l'ion bicarbonate $\ce{HCO3-}$ ?
Définition
C'est à la fois la base de l'acide carbonique et l'acide de l'ion carbonate. On dit qu'il s'agit d'une espèce amphotère ou d'un ampholyte.
« Amphotère » est l'adjectif, « ampholyte » le nom correspondant.
Remarque
Le caractère amphotère de l'ion bicarbonate lui permet de jouer un rôle de tampon.
Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu lors de l'addition d'une petite quantité d'un acide, d'une base ou lors d'une légère dilution.
Dans le sang, l'ion bicarbonate participe ainsi à la régulation du pH (maintenu entre 7,35 et 7,45).
Dernier exemple
$(\color{#E11D48}{\ce{H3O+}}\,/\,$$\color{#2A6BC4}{\ce{H2O}}$$)$ : ion oxonium / eau
$($$\color{#E11D48}{\ce{H2O}}$$\,/\,\color{#2A6BC4}{\ce{HO-}})$ : eau / ion hydroxyde
À retenir
Que peut-on dire de l'eau ? L'eau est une espèce amphotère, ou encore un ampholyte.
Animation interactive
Acide, base ou les deux ?
Cliquez sur une espèce pour voir le ou les couples auxquels elle appartient.
Réaction acido-basique
Définition
C'est la réaction entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.
Il y a alors échange d'un ion hydrogène $\ce{H+}$ donné par l'acide et capté par la base.
Soient les couples $({\color{#E11D48}\ce{AH}}/\ce{A-})$ et $(\ce{BH}/{\color{#2A6BC4}\ce{B-}})$, la réaction entre ${\color{#E11D48}\ce{AH}}$ et ${\color{#2A6BC4}\ce{B-}}$ s'écrit :
Réaction acide-base
$${\color{#FCA5A5}\ce{AH}} \; + \; {\color{#93C5FD}\ce{B-}} \ce{->} \ce{A-} + \ce{BH}$$
Animation interactive
Un ion hydrogène passe de l'acide à la base
L'acide devient sa base conjuguée, la base devient son acide conjugué : une réaction acide-base met toujours en jeu deux couples.
Méthode : écrire l'équation d'une réaction acide-base
Repérer l'acide et la base qui réagissent, et les couples auxquels ils appartiennent.
Écrire la demi-équation de chaque couple, dans le sens où l'acide cède l'ion $\ce{H+}$ et où la base le capte.
Additionner les deux demi-équations : l'ion $\ce{H+}$ cédé par l'un est capté par l'autre, il disparaît du bilan.
Remarque
C'est la même méthode que pour l'écriture d'une réaction d'oxydoréduction où l'échange d'électrons est remplacé par une échange de protons. Mais dans le cas acido-basique, il n'y a systématiquement qu'un seul ion $\ce{H+}$ échangé entre l'acide et la base conjuguée et rien d'autre n'est à équilibrer. C'est tellement simple que la méthode paraît inutile. Elle ne sert que si on demande de justifier l'équation de réaction.
Exemple 1
Écrire la réaction entre l'ammoniac $\color{#2A6BC4}{\ce{NH3}}$ et l'acide éthanoïque $\color{#E11D48}{\ce{CH3COOH}}$.
RéponseVoir la résolution
Les deux couples acide-base mis en jeu : $(\ce{NH4+}/{\color{#2A6BC4}\ce{NH3}})$ et $({\color{#E11D48}\ce{CH3COOH}}/\ce{CH3COO-})$.
Demi-équations :
- ${\color{#E11D48}\ce{CH3COOH}} = \ce{CH3COO-} + {\color{#C026D3}\ce{H+}}$
- ${\color{#2A6BC4}\ce{NH3}} + {\color{#C026D3}\ce{H+}} = \ce{NH4+}$
En les additionnant, on obtient :
${\color{#E11D48}\ce{CH3COOH}} + {\color{#2A6BC4}\ce{NH3}} \ce{->} \ce{CH3COO-} + \ce{NH4+}$
Exemple 2
Écrire la réaction entre l'ammoniac $\ce{NH3}$ et l'eau $\ce{H2O}$.
RéponseVoir la résolution
Les trois couples acide-base mis en jeu : $(\ce{NH4+}/\ce{NH3})$, $(\ce{H3O+}/\ce{H2O})$ et $(\ce{H2O}/\ce{HO-})$.
L'ammoniac est une base : il réagit avec l'eau jouant le rôle d'acide, donc avec le couple $(\ce{H2O}/\ce{HO-})$.
$\ce{H2O + NH3 -> HO- + NH4+}$
Exemple 3
Écrire la réaction entre l'acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ et l'eau $\ce{H2O}$.
RéponseVoir la résolution
L'acide éthanoïque est un acide : il réagit avec l'eau jouant le rôle de base, donc avec le couple $(\ce{H3O+}/\ce{H2O})$.
$\ce{CH3COOH + H2O -> CH3COO- + H3O+}$
Le potentiel hydrogène (pH)
Lorsqu'une espèce acide $\ce{AH}$ est ajoutée à une solution aqueuse, l'acide cède un ion hydrogène à l'eau qui forme un ion oxonium $\ce{H3O+}$.
À retenir
ajout de $\ce{AH}$ $\Rightarrow$ $\ce{[H3O+]}$ ➚
Et on sait aussi que si on ajoute une espèce acide ($\ce{AH}$) en solution, $\text{pH}$ ➘
À retenir
Le $\text{pH}$ est lié à la concentration en ions oxonium $\ce{[H3O+]}$.
Quand l'un augmente, l'autre diminue.
Définition du pH
$$\text{pH} = -\log\left(\frac{\ce{[H3O+]}}{c^\circ}\right)$$
À la calculatrice
On utilise la touche log (logarithme décimal), puis on change le signe. Le logarithme décimal « donne l'exposant » d'une puissance de 10 : c'est pourquoi un pH de 3 correspond à une concentration de $10^{-3}\ \pu{mol*L-1}$.
Exemples
- Si $\ce{[H3O+]}=\pu{1,0E-8 mol*L-1}$, $\text{pH}=$ $8{,}0$
- Si $\ce{[H3O+]}=\pu{1,00E-12 mol*L-1}$, $\text{pH}=$ $12{,}0$
- Si $\ce{[H3O+]}=\pu{2,5E-2 mol*L-1}$, $\text{pH}=$ $1{,}6$
- Si $\ce{[H3O+]}=\pu{8,4E-13 mol*L-1}$, $\text{pH}=$ $12{,}1$
Précision sur la précision
On écrit généralement le pH avec un seul chiffre après la virgule.
En effet, les mesures de pH les plus courantes (pH-mètre de lycée) sont précises à 0,1 près environ : écrire davantage de décimales n'aurait pas de sens.
Mathématiquement, un pH avec un chiffre après la virgule implique une concentration à un seul chiffre significatif. Mais en pratique, les grilles de correction du Bac tolèrent ou attendent souvent qu'on garde deux chiffres significatifs sur la concentration, même si c'est mathématiquement abusif.
Pour aller plus loinPourquoi un seul chiffre significatif théoriquement ?
La partie entière du pH ne renseigne que sur l'ordre de grandeur de la concentration, donc seulement sur la puissance de 10 de la notation scientifique. La mantisse reste, elle, encore indéterminée.
Ce n'est qu'à partir du premier chiffre après la virgule sur la valeur du pH qu'elle commence à se préciser. Et s'il n'y a qu'un seul chiffre après la virgule, $\ce{[H3O+]}$ n'a donc théoriquement droit qu'à un chiffre significatif.
Pour obtenir $\ce{[H3O+]}$ à partir du $\text{pH}$ ?
Formule
$$\ce{[H3O+]} = c^\circ\times10^{-\text{pH}}$$
À la calculatrice
On utilise la touche 10x, souvent accessible par 2nde puis log, sans oublier le signe « − » devant le pH.
Exemples
- Si $\text{pH}=7{,}0$, $\ce{[H3O+]}=$ $\pu{1,0E-7 mol*L-1}$
- Si $\text{pH}=1{,}0$, $\ce{[H3O+]}=$ $\pu{1,0E-1 mol*L-1}$
- Si $\text{pH}=9{,}8$, $\ce{[H3O+]}=$ $\pu{1,6E-10 mol*L-1}$
- Si $\text{pH}=0{,}5$, $\ce{[H3O+]}=$ $\pu{3,2E-1 mol*L-1}$
Animation interactive
Du pH à la concentration, et aux couleurs
Couleurs approximatives du jus de chou rouge (indicateur coloré naturel) et d'un papier pH universel.
Comment mesure-t-on le pH ?
pH-mètre
Une sonde plongée dans la solution, reliée à un boîtier qui affiche directement le pH. C'est la méthode la plus précise (au dixième près environ), à condition d'étalonner l'appareil avec des solutions de pH connu.
Papier pH, bandelette test
Un papier imprégné d'un mélange d'indicateurs colorés, qui change de couleur selon le pH. On compare sa couleur à une échelle de teintes : rapide mais peu précis (à l'unité près environ).
Protocole : mesurer le pH d'une solution au pH-mètre
surligné : à écrire sur une copiegestes utiles en TP
Étalonner le pH-mètre avec deux solutions tampons de pH connu : d'abord le tampon de pH 7, puis le tampon de pH 4 si l'on mesure des solutions acides, ou de pH 10 si l'on mesure des solutions basiques.
Les solutions tampons doivent être à la même température que les solutions à mesurer. Suivre la procédure de l'appareil (touche « CAL »), et rincer la sonde entre les deux tampons.
Rincer la sonde à l'eau distillée, puis la sécher en la tamponnant délicatement avec du papier absorbant.
Rincer au-dessus d'un bécher « poubelle », avec la pissette. Ne jamais frotter le bulbe : la membrane de verre est fragile, et le frottement la charge électriquement, ce qui fausse la mesure.
Plonger la sonde dans la solution, de façon que le bulbe et la jonction poreuse soient immergés.
La sonde ne doit toucher ni le fond, ni les parois du bécher, ni le barreau aimanté : la tenir avec une pince. Si l'on agite, le faire doucement, sans tourbillon ni bulles près du bulbe.
Attendre la stabilisation de l'affichage, puis lire le pH.
Noter la valeur avec le nombre de chiffres significatifs adapté (généralement au dixième, parfois au centième), sans oublier qu'elle n'est valable qu'à la température de mesure.
Rincer la sonde à l'eau distillée après la mesure, et la ranger dans sa solution de conservation.
La sonde se conserve dans une solution de chlorure de potassium (souvent dans son capuchon), jamais à sec ni dans de l'eau distillée, qui l'abîmerait à la longue.
Pour aller plus loinComment fonctionne une sonde de pH ?
Une sonde de pH ne « compte » pas les ions oxonium : elle mesure une tension électrique, qui dépend du pH. On l'appelle électrode combinée, car elle réunit deux électrodes dans un même tube.
- L'électrode de verre, au centre, se termine par un bulbe de verre très mince. Ce verre spécial échange des ions avec les solutions qui le baignent, à l'intérieur comme à l'extérieur : il apparaît une tension entre ses deux faces, qui dépend de la différence de pH entre la solution testée et la solution interne, de pH fixé.
- L'électrode de référence, autour, plonge dans une solution de chlorure de potassium : elle fournit une tension de référence, qui ne dépend pas de la solution testée. La jonction poreuse laisse passer les ions et ferme le circuit électrique.
- Le pH-mètre est en fait un voltmètre très particulier : le verre du bulbe est si peu conducteur (sa résistance électrique atteint une centaine de mégaohms) qu'il faut un appareil qui ne prélève presque aucun courant. Il convertit ensuite la tension en pH.
À 25 °C, la tension diminue d'environ 59 mV quand le pH augmente d'une unité. C'est une conséquence de la loi de Nernst : la pente vaut $\dfrac{RT\ln 10}{\mathcal{F}}$, où $R$ est la constante des gaz parfaits, $T$ la température absolue et $\mathcal{F}$ la constante de Faraday. Elle dépend donc de la température, d'où la sonde de température de nombreux pH-mètres.
À quoi sert l'étalonnage ? Chaque sonde vieillit différemment : la tension à pH 7 et la pente réelle s'écartent un peu des valeurs théoriques. Mesurer deux tampons de pH connu donne deux points, qui suffisent à déterminer la droite propre à la sonde, dans son état du jour.
Le verre doit rester hydraté pour échanger des ions avec la solution : c'est pourquoi on ne laisse jamais une sonde sécher. On évite aussi l'eau distillée, dans laquelle les ions de la solution interne et de la solution de référence finiraient par diffuser.
Des indicateurs colorés naturels
Chou rouge. Son jus contient des pigments (des anthocyanes) dont la couleur dépend du pH : rouge en milieu très acide, violet vers la neutralité, bleu puis vert en milieu basique, jaune en milieu très basique.
Hortensias. Leurs fleurs sont bleues dans un sol acide et roses dans un sol neutre ou basique : en sol acide, les ions aluminium du sol deviennent assimilables par la plante et colorent ses pigments en bleu.
Petit exercice
Exercice
On fait barboter $n=\pu{5,0E-3 mol}$ de chlorure d'hydrogène $\ce{HCl (g)}$ dans $V=\pu{500 mL}$ d'eau.
La dissociation du chlorure d'hydrogène est totale et l'équation de la réaction est :
$\ce{HCl (g) + H2O (\ell) -> H3O+ (aq) + Cl^- (aq)}$
1. Que vaut le pH de la solution (appelée solution d'acide chlorhydrique) ?
2. Et si on dilue la solution 10 fois, que devient le pH ?
RéponseVoir la résolution
1. La réaction étant totale, chaque molécule de $\ce{HCl}$ forme un ion $\ce{H3O+}$ :
$n(\ce{H3O+}) = n = \pu{5,0E-3 mol}$.
D'où :
$\ce{[H3O+]} = \dfrac{n}{V} = \dfrac{\pu{5,0E-3 mol}}{\pu{0,500 L}} = \pu{1,0E-2 mol*L-1}$
$$
\Rightarrow \text{pH} = -\log\left(\frac{[\ce{H3O+]}}{c^\circ}\right) =-\log\left(1{,}0\times10^{-2}\right) = 2{,}0
$$
2. Diluer 10 fois divise la concentration par 10 : $\ce{[H3O+]} = \pu{1,0E-3 mol*L-1}$, donc $\text{pH} = 3{,}0$. Le pH augmente de 1.
Animation interactive
Diluer la solution d'acide chlorhydrique
On part de la solution de l'exercice : $\ce{[H3O+]} = \pu{1,0E-2 mol*L-1}$.
Pour aller plus loinPeut-on rendre une solution basique en diluant un acide ?
Non ! La règle « dilution par 10, pH + 1 » cesse de marcher quand on s'approche de pH 7 : l'eau elle-même contient toujours des ions oxonium, en concentration $\pu{1,0E-7 mol*L-1}$ à 25 °C. Une solution d'acide, même extrêmement diluée, a donc un pH qui tend vers 7 sans jamais le dépasser.