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REACTIONS ACIDO-BASIQUES - Leçon n° 6

 

Cette leçon comporte trois paragraphes.

Un jus de citron a un goût acide. Cette acidité est due à la présence d'ions oxonium H3O + ou H + (aq).

Les notions d'acidité et de basicité vont être précisées dans les paragraphes suivants.


1- DEFINITION D’UN ACIDE, D’UNE BASE, D’UN COUPLE ACIDE / BASE

 
1.1 Couple acide / base (Théorie de Brönsted, 1923)

· Un acide est une espèce chimique, ionique ou moléculaire, pouvant céder, au moins, un proton H +.

· Une base est une espèce chimique, ionique ou moléculaire, pouvant capter, au moins, un proton H +.

· Un couple acide / base est constitué d’un acide A et d’une base B conjugués, reliés par la demi-équation protonique :

acide = base + H + (1)

1-2 Expériences

· Action d'une solution de soude Na +(aq) + HO -(aq) sur une solution de chlorure d'ammonium NH4 + (aq) + Cl - (aq).

- Les ions sodium, présents dans la solution de soude Na + (aq) + HO - (aq), sont passifs, de même que les ions chlorure, présents dans la solution de chlorure d'ammonium NH4 + (aq) + Cl - (aq).

- Les ions ammonium NH4 + perdent un proton H + et se transforment en molécules d'ammoniac NH3.

- Les ions hydroxyde HO - captent un proton H + et se transforment en molécules d'eau H2O.

 

En chauffant légèrement, les molécules NH3 (aq) en solution s'agitent plus violemment et s'échappent de la solution sous forme de molécules gazeuses NH3 (g). Ce gaz ammoniac colore en bleu foncé un papier filtre imbibé de sulfate de cuivre.

· Action du vinaigre sur une solution de "bicarbonate de soude"

Le "bicarbonate de soude" NaHCO3 (s) est une poudre blanche couramment utilisée pour combattre les excès d'acidité au niveau de l'estomac. Son nom officiel est hydrogénocarbonate de sodium. Sa solution aqueuse contient les ions sodium Na + (aq) et les ions hydrogénocarbonate HCO3 - (aq).

Le vinaigre contient, notamment, des molécules d'acide éthanoïque CH3COOH.

Dans un verre contenant une solution concentrée d'hydrogénocarbonate de sodium ajoutons quelques gouttes de vinaigre. Une effervescence se produit : le gaz qui se dégage est du dioxyde de carbone CO2.

L'équation de la réaction montre que :

- les molécules acides CH3COOH perdent un ion H + et se transforment en ions éthanoate CH3COO -, basiques;

- les ions basiques hydrogénocarbonate HCO3 - captent un proton H + et se transforment en CO2 + H2O (acide conjugué). Les molécules H2CO3 n'ont jamais été mises en évidence.

Les molécules de dioxyde de carbone CO2, non polaires, ne sont pas très solubles dans l'eau, solvant polaire, et se dégagent essentiellement sous forme de gaz carbonique CO2 (g).

· Action d'un acide ou d'une base sur un indicateur coloré

- Rappelons que le pH caractérise le caractère acide, neutre ou basique d'une solution aqueuse.

A 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7 :

 

- Un indicateur coloré est constitué par un couple acide / base HIn / In - dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes :

HIn = H + + In - (8)

La couleur observée lorsqu’on met quelques gouttes d’indicateur coloré dans une solution dépend du pH de cette solution.

Par exemple, pour le bleu de bromothymol, la forme acide est jaune et la forme basique est bleue :

 

La zone de virage du bleu de bromothymol est comprise entre 6,0 et 7,6.

- En présence d'acide chlorhydrique H3O + + Cl - la réaction suivante a lieu (l'ion chlorure est spectateur) :

H3O + + In - H2O + HIn (9)

HIn donne la couleur jaune au mélange.

- En présence d'hydroxyde de sodium Na+ + HO - la réaction suivante a lieu (l'ion sodium est spectateur) :

HO - + HIn H2O + In - (10)

In - donne la couleur bleue au mélange

Remarque : En mélangeant plusieurs indicateurs colorés, ou arrive à fabriquer du papier pH dont la couleur évolue progressivement lorsque le pH passe de la valeur 1 à 13. Mais c'est un pH-mètre, convenablement étalonné, qui donne la meilleure valeur du pH d'une solution.


2- L'EAU EST UN COMPOSE AMPHOTERE


2-1 L’eau est un
ampholyte

L'eau se comporte parfois comme un acide, parfois comme une base.

- L'eau H2O est l'acide du couple acide / base H2O / HO - :

H2O (l)=H + + HO - (aq) (11)

- L'eau H2O est la base du couple acide / base H3O + / H2O :

H3O + (aq) = H2O (l) + H + (12)

On dit que l'eau est un composé amphotère ou que l'eau est un ampholyte.


2-2 L'eau se comporte parfois comme un acide. Couple acide / base H2O / HO -

 Dissolvons quelques cristaux ioniques d'éthanolate de sodium NaC2H5O (s) dans de l'eau contenue dans un bécher. Le pH de l'eau qui, avant dissolution, était neutre (pH = 7 à 25 °C) devient nettement basique (pH > 7).

L'équation de la réaction (15) montre que :

- les molécules "acides" H2O perdent un ion H + et se transforment en ions hydroxyde HO -, basiques; - les ions éthanolate CH3CH2O - , basiques, captent un proton H + et se transforment en molécules d'éthanol CH3CH2OH (acide conjugué).

Remarque : Aux concentrations habituelles, la base éthanolate CH3CH2O - réagit totalement avec l'eau. Tous les ions CH3CH2O - disparaissent et deviennent des molécules d'éthanol CH3CH2OH. La même expérience, faite en classe terminale avec des ions basiques éthanoate CH3COO -, montrera que ces ions CH3COO - ne se transforment pas tous en molécules CH3COOH (acide conjugué).


2-3 L'eau se comporte parfois comme une base. Couple acide / base H
3O + / H2O

Nous avons déjà écrit l'équation de la réaction du chlorure d'hydrogène sur l'eau (voir la leçon 3). C'est un gaz qui se dissout très bien dans l'eau (expérience du jet d'eau). Au contact de l'eau le gaz disparaît, la pression à l'intérieur du ballon diminue, l'eau, poussée par la pression atmosphérique extérieure, jaillit à l'intérieur du ballon.

L'équation de la réaction (18) montre que :

- les molécules d'acide HCl (g) perdent un ion H + et se transforment en ions chlorure Cl -

- les molécules "basiques" H2O gagnent un ion H + et se transforment en ions oxonium H3O +.

Remarque :  En présence de suffisamment d'ions oxonium (hydronium) H3O +, le bleu de bromothymol devient jaune (voir la réaction 10 ci-dessus).

 

3- CONCLUSION : LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES


3-1 Ecriture d'une réaction acido-basique

Toute réaction acido-basique fait intervenir l'acide d'un couple acide 1 / base 1 qui donne un proton (ion H +) à la base d'un autre couple acide 2 / base 2 :

acide 1 = base 1 + H +

base 2 + H + = acide 2

L'équation de toute réaction acido-basique s'écrit donc :

acide 1 + base 2base 1 + acide 2

La flèche simple indique que la réaction est supposée totale pour le réactif limitant ou pour les deux réactifs s'ils sont pris dans des proportions stœchiométriques

Remarque : L'année prochaine nous verrons que certaines réactions acido-basiques ne sont pas totales.

Donnons, en complément de programme, l'échelle classant les couples acide / base. La définition du pKa d'un couple acide / base ne sera donnée qu'en classe terminale.

 

3-2 Formules chimiques d'acides et de bases usuels


Chlorure d'hydrogène :

A l'état pur, dans les conditions normales de température et de pression, c'est un gaz formé de molécules de formule HCl.

En solution aqueuse (acide chlorhydrique) sa formule est : H3O + + Cl - (aq) ou H + (aq) + Cl - (aq). L'ion oxonium H3O + est l'acide conjugué de la base H2O.

Il serait incorrect d'écrire la solution aqueuse d'acide chlorhydrique sous la forme HCl. Cette formule HCl doit être réservée au gaz.

Acide nitrique :

A l'état pur, c'est un liquide formé de molécules HNO3.

En solution aqueuse, sa formule est : H3O + + NO3 - (aq) ou H + (aq) + NO3 - (aq).

L'ion oxonium H3O + est l'acide conjugué de la base H2O.

Il serait incorrect d'écrire la solution aqueuse d'acide nitrique sous la forme HNO3. Cette formule HNO3 doit être réservée à l'acide pur.

Acide sulfurique :

A l'état pur, c'est un liquide formé de molécules H2SO4.

En solution aqueuse, sa formule est : 2 H3O + + SO4 - - (aq) ou 2 H + (aq) + SO4 - - (aq).

L'ion oxonium H3O + est l'acide conjugué de la base H2O.

Il serait incorrect d'écrire la solution aqueuse d'acide sulfurique sous la forme H2SO4. Cette formule H2SO4 doit être réservée à l'acide pur.

Solution de dioxyde de carbone :

A l'état pur, le dioxyde de carbone est un gaz de formule CO2.

La solution aqueuse de dioxyde de carbone s'écrit CO2, H2O (l). Néanmoins, le milieu est acide car une partie de ces molécules réagissent avec l'eau H2O en donnant les espèces conjuguées ion hydrogénocarbonate HCO3 - et ion oxonium H3O+. La présence d'ions H3O+ rend le pH acide (pH < 7).

Remarque : En fait l'étude est plus complexe car les ions HCO3 - (aq) sont des ampholytes qui peuvent réagir sur l'eau de deux façons.

Hydroxyde de sodium (soude) :

A l'état pur, c'est un solide ionique de formule NaOH (s).

En solution aqueuse, sa formule est : Na + (aq) + HO - (aq). L'ion hydroxyde HO - est la base conjuguée de l'acide H2O.

Hydroxyde de potassium (potasse) :

A l'état pur, c'est un solide ionique de formule KOH (s).

En solution aqueuse, sa formule est : K + (aq) + HO - (aq). L'ion hydroxyde HO - est la base conjuguée de l'acide H2O.

Ammoniac :

A l'état pur, c'est un gaz de formule NH3 (g).

Sa solution aqueuse (ammoniaque) contient essentiellement des molécules NH3 (l). Néanmoins, le milieu est basique car une partie des molécules NH3 ont réagi avec l'eau H2O en donnant les espèces conjuguées NH4 + (aq) et HO - (aq). La présence d'ions HO - rend le pH basique (pH > 7).

Carbonate de sodium :

A l'état pur, c'est un solide ionique de formule Na2CO3 (s).

Sa solution aqueuse contient essentiellement des ions sodium Na + (aq) et carbonate CO3 - - (aq) (2 ions Na + pour un ion CO3 - - ). Néanmoins, le milieu est basique car une partie des ions CO3 - - réagissent avec l'eau H2O en donnant les espèces conjuguées acide HCO3 - (aq) et basique HO - (aq). La présence d'ions HO - rend le pH basique (pH > 7).

Remarque : En fait l'étude est plus complexe car les ions HCO3 - (aq) sont des ampholytes qui peuvent, en partie, réagir en tant que base sur l'eau H2O en donnant les espèces conjuguées CO2, H2O et HO -.

Hydrogénocarbonate de sodium ou "bicarbonate de soude" :

Nous l'avons déjà dit :

A l'état pur le hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 (s) est une poudre blanche. En pharmacie, son nom usuel est "bicarbonate de soude".

Sa solution aqueuse est couramment utilisée pour combattre les excès d'acidité au niveau de l'estomac. Elle contient essentiellement les ions sodium Na + (aq) et les ions hydrogénocarbonate HCO3 - (aq).

L'ion HCO3 - est amphotère et peut réagir comme un acide ou comme une base.

Mis au contact d'un excès d'acidité de l'estomac dû aux ions oxonium H3O+, la réaction suivante a lieu :

HCO3 - (aq) + H3O+(aq) H2O (l) + CO2 (g) + H2O (l)

Les aigreurs d'estomac vont s'atténuer.

 

A VOIR :

Connaissances du cours de Chimie 6

Problème résolu n° 6-A :

Problème n° 6-B (à résoudre) :

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