Les comprimés antiacides sont très efficaces contre l'acidité car ils sont constitués d'une base. Lorsque cette base (l'hydroxyde de magnésium, \( Mg(OH)_2 \) entre en contact avec l'acide fort de l'estomac (l'acide chlorhydrique, \( HCl \) , elle neutralise l'excès d'acide gastrique et tu te sens mieux en un rien de temps !
- Ce résumé de cours porte sur les acides et les bases.
- Nous examinerons les définitions des acides et des bases.
- Ensuite, nous explorerons les acides et les bases de Bronsted avant d'examiner les acides de Lewis.
- Nous verrons les acides et les bases conjugués.
- Nous présenterons les couples acides bases.
- Nous apprendrons également ce que sont les réactions acide-base.
- Nous examinerons les formules utilisées dans les calculs de pH et de pOH.
- Enfin, nous aborderons les bases des titrages.
Acide base : cours
La définition des acides et des bases dépend franchement de la personne à qui on pose la question !
Svante Arrhenius, un chimiste suédois, a été le premier à classer les acides et les bases. Il a classé les acides et les bases en fonction de leurs propriétés dans les solutions aqueuses.
Les acides d'Arrhenius sont classés selon leur capacité à se dissocier dans l'eau et à produire des ions \( H^+ \) .
Les bases d'Arrhénius sont classées en fonction de leur capacité à se dissocier dans l'eau et à produire des ions \( OH^- \) .
Acide et base de Bronsted
Deux autres scientifiques, Johannes Bronsted et Thomas Lowry, ont également défini les acides et les bases ensemble. Cependant, leur définition était basée sur leur capacité à donner/accepter des protons.
Acide de Bronsted
Les acides de Bronsted-Lowry sont des donneurs de protons : ils donnent un ion \( H^+\) à une base de Bronsted-Lowry.
Base de Bronsted
Les bases de Bronsted-Lowry sont des accepteurs de protons : elles acceptent un ion \( H^+ \) dans une base de Bronsted-Lowry.
Un composé peut-il être à la fois un acide de Bronsted-Lowry et une base de Bronsted-Lowry ?
La réponse est oui !
L'eau \( (H_2O) \) est une molécule particulière. Lorsque deux molécules d'eau réagissent dans une réaction acide-base, l'une d'entre elles agit comme un acide et l'autre comme une base. Les substances capables d'agir comme un acide ou une base sont dites amphotères.
Certains livres peuvent faire référence aux ions hydrogène comme \( H_3O^+ \) au lieu de \( H^+ \) . Ces deux termes peuvent être utilisés de manière réciproque. Mais ici, nous utiliserons \( H^+ \) pour désigner les ions hydrogène. En réalité, la recherche de l'ion hydroxonium \( (H_3O^+) \) est toujours en cours. Nous savons que ni \( H^+ \) ni \( H_3O^+ \) ne sont tout à fait corrects. La formule correcte devrait plutôt être \( 30-50 \) molécules d'eau entourant un \( H^+ \) comme s'il s'agissait d'une sorte de célébrité !
Acide de Lewis
Les acides de Lewis, en revanche, doivent avoir tendance à attirer les électrons, peut-être grâce à une charge positive (ou partiellement positive). Ils doivent donc être électrophiles.
Les composés qui utilisent cette paire d'électrons libres pour former une liaison avec la base de Lewis sont appelés acides de Lewis. Ils sont appelés accepteurs d'électrons.
La capacité des acides de Lewis à attirer ou à être attirés par les électrons repose sur les interactions électrostatiques ; cela signifie simplement que les charges opposées s'attirent (la charge négative de l'électron et la charge positive de l'acide de Lewis).
Acides et bases conjugués
Dans le cadre de la définition des acides et des bases de Bronsted-Lowry, nous devons définir les acides et les bases conjugués.
Un acide conjugué est une base qui a gagné un proton \( H^+ \) .
Une base conjuguée est un acide qui a perdu un proton \( H^+ \) .
Si on a \( H_2O \) , on peut trouver son acide conjugué et sa base conjuguée en ajoutant ou en retirant simplement un \(H^+ \) .
- L'acide conjugué (ajout d'un proton) de \( H_2O \) est \( H_3O^+ \) .
- La base conjuguée (suppression d'un proton) de \( H_2O \) est \( OH^- \) .
Prenons un exemple !
Quel est l'acide dans la réaction suivante ?
$$H_2SO_4 + H_2F^+ \rightarrow H_3SO_4^+ +HF$$
Pour déterminer lequel des réactifs sera l'acide, on doit d'abord trouver la base conjuguée. La façon la plus simple de trouver la base conjuguée est de regarder l'équation chimique et de trouver le composé qui a perdu un \( H^+ \) .
\( H_2F^+ \) a perdu un \( H^+ \) et est devenu \( HF \) . \(HF \) est donc la base conjuguée. Puisqu'une base conjuguée est un acide qui a perdu un proton \( H^+ \) , l'acide est donc \( H_2F^+ \) .
Fig.1- La réaction entre \( H_2SO_4 \) et \( H_2F^+ \)
Cet exemple met en évidence une différence très importante entre les définitions des acides de Bronsted-Lowry et d'Arrhenius. Lorsque nous traitons des acides d'Arrhenius, tout est comparé à l'eau : "Cette molécule est-elle plus acide que l'eau ?" Lorsque nous traitons des acides de Bronsted, nous demandons : "est-il plus acide que ce avec quoi nous l'avons mélangé" ?
Si la notion de base de l'acide sulfurique \( (H_2SO_4) \) te paraît absurde, tu n'es pas seul : après tout, il s'appelle acide sulfurique ! Contre \( 99,9 \% \) des produits chimiques, l'acide sulfurique se comporterait comme un acide.
\( H_2F^+ \) est juste aussi fort que ça !
D'ailleurs, la chose la plus acide possible est un seul proton, \( p^+ \).
La théorie acide base de Lewis est très utile en chimie organique moderne et en catalyse. Lewis a défini les bases comme des donneurs d'électrons et les acides comme des accepteurs d'électrons. Comme tu peux le constater, cette théorie est très éloignée du concept original des ions hydrogène. Nous pourrons y revenir lorsque tu étudieras à l'université !
Couples acides bases
Chaque acide \( HA \) est associé à une base (sa base conjuguée \( A^-) \) .
Chaque base \( B \) est associée à un acide (son acide conjugué \( BH^+ \) ).
Les espèces conjuguées forment un couple acide/base.
Un couple acide/base est formé par deux espèces conjuguées qui échangent un proton, selon la relation suivante : $$HA+H_2O \rightarrow A^- +H_3O^+$$
Un couple acide/base est représenté par l'écriture : acide/base, où l'acide conjugué s'écrit en premier.
L'acide acétique \( CH_3COOH \) réagit avec l'eau, dans une réaction limitée, pour donner un proton, selon l'équation du bilan :
$$CH_3COOH +H_2O \rightarrow CH_3COO^- + H_3O^+$$
Si nous ajoutons la base \( CH_3COO^- \) à une solution contenant des ions \( H_3O^+ \) , une réaction a lieu selon l'équation-bilan :
$$CH_3COO^- +H_3O^+ \rightarrow CH_3COOH + H_2O$$
La base a gagné un proton. La réaction est presque terminée.
Ce qui montre que l'acide \( CH_3COOH \) est associé à la base \( CH_3COO^- \) et vice versa.
On peut dire que les deux espèces \( CH_3COOH \) et \( CH_3COO^- \) forment un couple acide/base. : \( CH_3COOH/CH_3COO^- \)
Prenons l'exemple de la réaction limitée de la base faible \( NH_3 \) avec l'eau :
La base \( NH_3 \) et l'acide \( NH_4^+ \) sont également deux espèces conjuguées. Ils forment un couple acide/base. \( NH_3 \) est la base conjuguée de l'acide \( NH_4^+ \) et inversement, \( NH_4^+ \) est l'acide conjugué de la base \( NH_3 \) .
$$NH_3 +H_2O \rightarrow NH_4^+ +HO^-$$
Les deux espèces peuvent être liées par une réaction formelle, où est montré le transfert de proton entre l'acide \( NH_4^+ \) et la base \( NH_3 \) .
On peut dire que les deux espèces \( NH_4^+ \) et \( NH_3 \) forment un couple acide/base : \( NH_4^+/NH_3 \)
Réaction acide-base
Pense à la réaction chimique qui se produit entre l'acide chlorhydrique \( (HCl) \) et l'hydroxyde de sodium \( (NaOH) \) . Lorsque le \( HCl \) et le \( NaOH \) réagissent, ils produisent du chlorure de sodium \( (NaCl) \) et de l'eau \( (H_2O) \) .
Dans les réactions acide-base, le sel produit est toujours formé à partir du cation de l'acide et de l'anion de la base. On peut voir que la base conjuguée \( (Cl^-) \) et l'acide conjugué ont formé \( Na^+ \) , le sel dans cette réaction, tandis que \( H^+ \) et \( OH^- \) ont formé l'eau.
$$NaOH_{(aq)} + HCl_{(aq)} \rightarrow NaCl_{(s)} +H_2O$$
Les réactions acide-base sont des réactions chimiques qui se produisent entre un acide et une base. Les produits formés par les réactions acide-base sont un sel et de l'eau.
Si tu veux en savoir plus sur les réactions acide-base, consulte Réactions acide-base
Force des acides et des bases
Lorsqu'un acide ou une base sont considérés comme forts, cela signifie qu'ils sont capables de se dissocier complètement dans une solution. Par contre, les acides et les bases faibles ne se dissocient que partiellement dans une solution.
Les acides forts se dissocient complètement dans une solution aqueuse, formant des ions \( H^+ \) .
Les acides forts que tu dois connaître sont :
- \( HCl \) ;
- \( HBr \) ;
- \( HI \) ;
- \( HClO_3 \) ;
- \( HClO_4 \) ;
- \( H_2SO_4 \) .
Les bases fortes se dissocient complètement dans une solution aqueuse, formant des ions OH-.
Les bases fortes dont tu dois te souvenir sont :
- \( NaOH \) ;
- \( KOH \) ;
- \( LiOH \) ;
- \( RbOH \) ;
- \( CsOH \) ;
- \( Ca(OH)_2 \);
- \( Mg(OH)_2 \) ;
- \( Ba(OH)_2 \) ;
- \( Sr(OH)_2 \) .
Acide-base : pH
Il faut savoir expliquer la relation entre le pH, le pOH et les concentrations chimiques. La meilleure façon de l'apprendre est de résoudre des problèmes. Tout d'abord, définissons ce que l'on entend par pH et pOH.
Le pH est défini comme une mesure logarithmique de la concentration en ions hydrogène [H+] dans une solution.
Le pOH est défini comme une mesure logarithmique de la concentration d'ions OH- [OH-] dans une solution.
Échelle de pH
Pour permettre aux scientifiques de déterminer plus facilement si une solution est acide ou basique, Soren Sorenson a créé l'échelle de pH en \( 1909 \) . Cette échelle montre à quel point une substance est acide ou basique (alcaline).
- Si le pH d'une substance est inférieur à \( 7 \) , elle est considérée comme acide.
- Si le pH d'une substance est supérieur à \( 7 \) , il s'agit d'une base (également appelée alcaline).
- Une substance dont le pH est de \( 7 \) est considérée comme neutre.
Après avoir dissous une substance dans l'eau, si la solution a un faible pH, il s'agit d'un acide. Une solution de ce type contient une forte concentration d'ions \( H^+ \) et une faible concentration d'ions \( OH^- \) , tandis que les solutions qui ont un pH élevé sont des solutions basiques.
Fig. 2 : Schéma de l'échelle de pH avec exemples.
Calculs impliquant le pH et le pOH
Le calcul du pH et du pOH fait appel à de nombreuses formules différentes, et il peut être difficile de les apprendre et d'en garder la trace. Pour simplifier les choses, jetons un coup d'œil à certaines des formules que tu devras connaître pour être en mesure de résoudre les problèmes.
$$Pour \space calculer \space pH \space et \space pOH:$$
$$pH = -log([H^+])$$
$$pOH = -log([OH^-])$$
$$pH + pOH =14$$
$$ Pour \space calculer \space [H^+] \space et \space [OH^-]:$$
$$[H^+] = 10^{-pH}$$
$$[OH^-] = 10^{-pOH}$$
Les calculs acide-base vont bien au-delà du simple calcul du pOH et du pH ! Si tu veux continuer à apprendre la chimie acide-base, consulte le résumé de cours " Équilibres acides et bases faibles".
Prenons un exemple qui nous demande d'utiliser les équations ci-dessus pour résoudre un problème !
Trouve la concentration en ions \( [H^+] \) et \( [OH^-] \) d'une solution aqueuse dont le pH est de \( 5,6 \) .
La question nous donne déjà le pH, nous devons donc utiliser le pH donné pour trouver \( [H^+] \) et \([OH^-] \) .
Tout d'abord, calculons \( [H^+] \) à l'aide de la formule :
$$[H^+] = 10^{-pH}$$
$$[H^+] = 10^{-pH} = 10^{-5,6} = 2.5 .10^{-6}$$
Pour calculer la concentration d'ions \( OH^- \) , nous devons d'abord trouver pOH, puis utiliser pOH pour trouver \( [OH^-] \) .
$$pH + pOH = 14$$
$$pOH = 14 - pH$$
$$pOH = 14 - 5,6$$
$$ pOH = 8,4$$
Maintenant que nous avons pOH, nous pouvons utiliser la formule suivante :
$$[OH^-] = 10^{-pOH} = 10^{-8,4} = 4,0 .10^{-9}$$
Auto-ionisation de l'eau
Nous savons que l'eau est une molécule très cool aux propriétés uniques. L'une de ces propriétés est l'auto-ionisation ! Mais qu'est-ce que cela signifie ? Cela signifie simplement que l'eau peut réagir avec elle-même pour former des ions \( H^+ \) et \( OH^- \) . Comme l'eau est amphotère, l'un d'entre eux agira comme une base, et l'autre comme un acide.
Rappelons que \( H_3O^+ \) et \( H^+ \) sont des termes interchangeables dans les solutions aqueuses !
L'auto-ionisation de l'eau est la capacité de l'eau à réagir avec elle-même pour produire des ions \( H^+ \) et \( OH^- \) .
fig. 3: Auto-ionisation de l'eau
Il existe une constante que nous devons introduire dans ce contexte. Son nom est \( K_e \) , et elle représente la quantité de \( H^+ \) et de \( OH^- \) produite lors de l'auto-ionisation.
Pour en savoir plus, consulte la section Auto-ionisation de l'eau.
Que sont les solutions tampons ?
Les solutions tampons sont composées soit d'un acide faible + sa base conjuguée, soit d'une base faible + son acide conjugué.
Pour décrire les solutions tampons, l'équation de Handerson-Hasselbach est ton outil polyvalent pour tout résoudre. Ne t'en fais pas pour l'instant, nous avons toute une série sur les tampons pour toi.
Une solution tampon est une solution capable d'atténuer le changement de pH après l'ajout d'acides ou de bases.
Sais-tu que les tampons sont utilisés dans les piscines pour éloigner certains types de bactéries et maintenir le pH à environ \( 7,5 \) ? Sans l'ajout de tampons, le pH des piscines changerait et entraînerait des problèmes. Si le pH de la piscine est trop acide, il peut blesser nos yeux et provoquer de la corrosion. Si le pH de la piscine est trop basique, les algues commencent à se développer.
Les piscines ont une forte concentration d'acide faible, dont la base conjuguée agit comme un tampon pour maintenir l'eau de la piscine à un pH neutre !
Que sont les titrages acide-base ?
Les titrages font partie de ces sujets que tu verras tout au long de ton parcours en chimie. Pendant les laboratoires de chimie, tu devras probablement utiliser les titrages au moins une ou deux fois pour trouver la concentration d'une solution inconnue, en utilisant une solution de concentration connue.
Un titrage est un processus chimique qui permet de déterminer la concentration d'une solution inconnue en ajoutant lentement un réactif de concentration connue.
Dans les titrages, on utilise généralement un indicateur tel que la phénolphtaléine qui fait passer la couleur de la solution de l'incolore au rose lorsqu'il ne reste plus de réactifs dans la solution. Ce point est connu sous le nom de point d'équivalence. À ce stade, nous pouvons utiliser la "stœchiométrie" pour calculer la concentration de la solution inconnue (également appelée analyte). Lorsque la solution change soudainement de couleur, on a atteint le point final du titrage.
Les indicateurs colorés sont des substances utilisées pour indiquer les changements de pH.
Le point final est le point où l'indicateur change la couleur de la solution.
Pour en savoir plus, consulte le résumé de cours Types de titrages acide-base.
Tu devrais maintenant être plus familier avec les bases de la chimie acide-base. Ne t'arrête pas maintenant, tu as
réussi !
Acides et bases - Points clés
- Les acides et les bases peuvent être définis de différentes manières : Les acides d'Arrhenius produisent des ions \( H^+ \) dans \(H_2O \) , et les bases d'Arrhenius produisent des ions \( OH^- \) dans \( H_2O \) .
- Les acides de Bronsted-Lowry sont des donneurs de protons, tandis que les bases de Bronsted-Lowry sont des accepteurs de protons.
- Les composés qui utilisent cette paire d'électrons libres pour former une liaison avec la base de Lewis sont appelés acides de Lewis. Ils sont appelés accepteurs d'électrons.
- Un acide conjugué est une base qui a gagné un proton \( H^+ \) . Une base conjuguée est un acide qui a perdu un proton \( H^+ \) .
- Les réactions acide-base sont des réactions chimiques réversibles qui se produisent entre un acide et une base. Les produits formés par les réactions acide-base sont le sel et l'eau.
- Les titrages sont utilisés pour déterminer la concentration d'une solution inconnue en ajoutant lentement un réactif de concentration connue.
References
- References: AP Chemistry course and exam description, effective fall 2020. (n.d.). Retrieved April 8, 2022, from https://apcentral.collegeboard.org/pdf/ap-chemistry-course-and-exam-description.pdf?course=ap-chemistry. Malone, L. J., Dolter, T. O., & Gentemann, S. (2013). Basic concepts of Chemistry (8th ed.). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons. Swanson, J. W. (2020). Everything you need to Ace Chemistry in one big fat notebook. Workman Pub. The Princeton Review: Cracking the AP Chemistry exam, 2020. (2019). New York, NY: Penguin Random House.
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