Acides et bases

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.

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

Base de Bronsted

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.

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 !

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" ?

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.

Prenons l'exemple de la réaction limitée de la base faible \( NH_3 \) avec l'eau :

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.

$$NaOH_{(aq)} + HCl_{(aq)} \rightarrow NaCl_{(s)} +H_2O$$

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 que tu dois connaître sont :

• \( HCl \) ;
• \( HBr \) ;
• \( HI \) ;
• \( HClO_3 \) _;
• \( HClO_4 \) _;
• \( H_2SO_4 \) _.

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.

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.

$$Pour \space calculer \space pH \space et \space pOH:$$

$$pH = -log([H^+])$$

$$pOH = -log([OH^-])$$

$$pH + pOH =14$$

$$ Pour \space calculer \space [H^+] \space et \space [OH^-]:$$

$$[H^+] = 10^{-pH}$$

$$[OH^-] = 10^{-pOH}$$

Prenons un exemple qui nous demande d'utiliser les équations ci-dessus pour résoudre un problème !

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.

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.

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.

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.

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.

Tu devrais maintenant être plus familier avec les bases de la chimie acide-base. Ne t'arrête pas maintenant, tu as

réussi !