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 ?
Ils contiennent tous au moins un atome d'hydrogène, qu'ils peuvent céder facilement une fois dissous dans l'eau.
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 $\ce{H+}$.
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
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 !
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.
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.
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.
Exemple 1
Écrire la réaction entre l'ammoniac $\color{#2A6BC4}{\ce{NH3}}$ et l'acide éthanoïque $\color{#E11D48}{\ce{CH3COOH}}$.
Les deux couples acide-base mis en jeu : $(\ce{NH4+}/{\color{#2A6BC4}\ce{NH3}})$ et $({\color{#E11D48}\ce{CH3COOH}}/\ce{CH3COO-})$.
Demi-équations : $\ce{CH3COOH} = \ce{CH3COO-} + \ce{H+}$ et $\ce{NH3} + \ce{H+} = \ce{NH4+}$.
${\color{#E11D48}\ce{CH3COOH}} + {\color{#2A6BC4}\ce{NH3}} \ce{->} \ce{CH3COO-} + \ce{NH4+}$
Exemple 2
Écrire la réaction entre l'ammoniac $\ce{NH3}$ et l'eau $\ce{H2O}$.
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 $\ce{H2O}$.
L'acide éthanoïque est un acide : il réagit avec l'eau jouant le rôle de base, donc avec le couple $(\ce{H3O+}/\ce{H2O})$.
$\ce{CH3COOH + H2O -> CH3COO- + H3O+}$
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
Précision sur la précision
On écrit généralement le pH avec un seul chiffre après la virgule.
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.
Plus rigoureusement, avec un logarithme, ce sont les chiffres après la virgule du pH qui portent l'information sur les chiffres significatifs de la concentration : la partie entière ne fait que donner la puissance de 10. Une concentration connue avec deux chiffres significatifs donne donc un pH avec deux décimales.
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
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.
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).
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.
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 ?
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 :
$\ce{[H3O+]} = \dfrac{n}{V} = \dfrac{\pu{5,0E-3 mol}}{\pu{0,500 L}} = \pu{1,0E-2 mol*L-1}$ et $\text{pH} = -\log\left(1{,}0\times10^{-2}\right) = 2{,}0$
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 : $\ce{[H3O+]} = \pu{1,0E-2 mol*L-1}$.
Non ! La règle « dilution par 10, pH + 1 » cesse de valoir 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.