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Cette expérience amusante et courante est en fait le résultat d'une réaction acide-base entre l'acide faible \( CH_3CO_2H \) et le bicarbonate de sodium \( NaHCO_3 \) qui crée du dioxyde de carbone \( CO_2 \) , de l'eau \( H_2O \) et de l'acétate de sodium \( Na CH_3COO \) ! (Note : n'essaie pas de faire cela sans avoir reçu une formation adéquate et uniquement sous la supervision d'un adulte qualifié). Il ne s'agit que d'un seul type de réaction acido-basique ! Peux-tu en citer d'autres ?
Ne t'inquiète pas, nous allons essayer de passer en revue tous les types de réactions acido-basiques et, à la fin, tu seras débordant de connaissances !
- Dans ce résumé de cours, nous allons essayer d'examiner les différents types de réactions acido-basiques et d'apprendre comment aborder chaque réaction !
- Tout d'abord, nous allons définir les réactions acido-basiques et le couple acide-base.
- Ensuite, nous aborderons les réactions acides-bases fortes.
- Nous verrons comment calculer le pH d'une solution.
- Nous étudierons alors la réaction entre un acide fort et une base faible ou une base forte et un acide faible.
- Enfin, nous examinerons l'autoprotolyse de l'eau et les tampons.
Réactions acido-basiques : Transformation chimique
Avant de nous plonger dans les quatre différents types de réactions acido-basiques, nous allons essayer de passer rapidement en revue ce qu'est une réaction acido-basique ! En se basant sur le nom, n'importe qui pourrait probablement dire qu'une réaction acido-basique est clairement une réaction entre un acide et une base. Techniquement, c'est vrai, mais c'est à peu près aussi clair que de dire qu'une explosion, c'est quand quelque chose explose !
Alors, comment définir une réaction acido-basique ?
Les réactions acido-basiques sont des réactions de neutralisation où les protons \( H^+ \) réagissent avec l'ion \( OH^- \) pour former \( H_2O \) et où les ions acides et basiques forment un sel.
Cette définition nous permet d'observer deux aspects importants des réactions acido-basiques :
- La plupart du temps, la réaction forme de l'eau et du sel ;
- L'équation de base sera la suivante : \( Acide + Base \rightarrow Eau + Sel \) ;
- L'eau étant neutre, c'est le sel qui détermine le pH de chaque réaction.
Cela signifie également que l'explosion volcanique de notre expo-sciences de l'école primaire ne produit en réalité que de l'eau et du sel qui forment des bulles à cause du dioxyde de carbone !
Tu te demandes peut-être, s'il s'agit d'une réaction acide-base générale, pourquoi tous les différents types de réactions ont-ils de l'importance s'ils produisent tous la même chose ? Eh bien, toutes les réactions ne sont pas complètement neutralisées et des solutions de différents niveaux de pH peuvent être produites en fonction de la force des acides et des bases qui réagissent ensemble !
Il est important que tu comprennes ce que sont les acides et les bases et comment ils réagissent normalement, alors n'hésite pas à revenir en arrière et à te rafraîchir la mémoire !
Ceci n'était qu'un bref aperçu, alors si tu veux réviser, consulte "Acides et bases" !
Couple acide-base
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.
Ceci n'était qu'un bref aperçu, alors si tu veux réviser, consulte "Couples acide-base" !
Réactions acides-bases fortes
Nous allons essayer de commencer par les réactions qui te sont probablement les plus familières entre un acide fort et une base forte !
Les acides forts sont des acides qui s'ionisent complètement et les bases fortes sont des bases qui se dissocient complètement dans une solution donnée.
Que se passe-t-il donc si l'on mélange un acide fort et une base forte ? Découvrons-le !
Nous allons essayer d'étudier cette réaction avec du chlorure d'hydrogène \( HCl \) , un acide fort, et de l'hydroxyde de sodium \( NaOH \) , une base forte !
Sur la base de ce que nous avons couvert jusqu'à présent, essaie d'écrire une équation équilibrée pour cette réaction.
L'équation correcte devrait être :
$$ HCl_{(aq)}\,\textcolor{red}{(acide)}+NaOH_{(aq)}\,\textcolor{blue}{(base)}\rightarrow NaCl_{(aq)}\,\text{(sel)}+H_2O_{(l)}\,\text{(eau)} $$
Nous pouvons maintenant déterminer notre équation ionique nette et observer la réaction de neutralisation fondamentale qui se produit.
$$ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
En nous débarrassant des ions spectateurs, nous obtenons :
$$ H^+ + OH^- \rightarrow H_2O $$
C'est exactement ce qui devrait se produire dans une réaction de neutralisation : un proton, \( H^+ \) , et un ion hydroxyde, \( OH^- \) , réagissant pour former de l'eau !
Cette équation nous permet d'observer qu'étant donné que les bases et les acides forts se dissocient complètement, si nous présentons une quantité molaire égale de chacun d'eux réagissant l'un avec l'autre, ils se "neutraliseront" complètement et le pH sera de sept.
Mais il est rare que nous ayons un scénario parfait dans lequel les moles de l'acide fort et de la base sont exactement égales, alors que se passe-t-il s'il y a des quantités inégales de moles dans une réaction ? C'est là que le plaisir peut commencer !
Pour toutes les réactions acide-base, il existe trois scénarios :
- L'acide et la base présentent une quantité égale de moles ;
- L'acide est en excès ;
- La base est en excès
Nous allons travailler ensemble sur un problème d'exemple et couvrir les étapes importantes pour comprendre ce qui se passe !
Comment calculer le pH d'une solution ?
Pour calculer le pH d'une solution, tu dois déterminer quel réactif est en excès. Tu peux alors calculer la concentration des ions hydrogène ou des ions hydroxyde restants, puis calculer le pH comme précédemment. Nous allons maintenant essayer un exemple pour t'aider à comprendre le processus.
Le pH d'une solution correspond à la concentration d'ions oxonium \( H_3O^+ \) dans la solution par la relation suivante :
$$ pH = -log ( \frac {[H_3O^+]} {C^0}) $$
L'organigramme suivant résume le commentaire sur le calcul du pH pour les acides forts, les bases et les mélanges des deux.
Supposons que l'on te demande de calculer le pH de la solution lorsque \( 400 ml \) de \( HBr \) \( 1 M \) sont mélangés à \( 100 ml \) de \( LiOH \) \( 1M \) .
1- La première étape consiste à toujours écrire l'équation chimique équilibrée :
$$ HBr_{(aq)} + LiOH_{(aq)} \rightarrow LiBr_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Nous connaissons l'équation ionique nette : \( H^+ + OH^- \rightarrow H_2O \)
2) Nous devons trouver le nombre de moles pour notre acide et notre base en utilisant la molarité donnée et les volumes de \( HBr \) et de \( LiOH \) .
\( HBr \)
Nous notons que les dimensions de la molarité sont : \( M = mol/L \)
$$ 0,4\,L*1\,M\,HBr=0,4L*\frac{1\,mol}{1\,L}\,HBr=0,4\,mol\,HBr $$
\( LiOH \)
$$ 0,1\,L*1\,M\,LiOH=0,1L*\frac{1\,mol}{1\,L}\,LiOH=0,1\,mol\,LiOH $$
Il est important de comprendre que, comme l'acide et la base se dissocient à \( 100 \% \) , ces valeurs molaires sont égales à la valeur des ions hydroxyde et hydrogène ! Il y a donc \( 0,4 mol \) d'ions \( H^+ \) et \( 0,1 mol \) d'ions \( OH^- \) .
3) À partir de là, nous pouvons observer que nous aurons un réactif limitant puisque nous présentons un excès de base. Nous pouvons donc supposer que la neutralisation de \( OH^- \) va jusqu'à son terme, mais les \( 0,1 mol \) de \( OH^- \) , provenant de \( LiOH \) , ne peuvent neutraliser que \( 0,1 mol \) de \( H^+ \) , provenant de \( HBr \) . Nous soustrayons donc la quantité de \( OH^- \) de la quantité de \( H^+ \) pour obtenir les \( 0,3 mol \) de \( H^+ \) qui restent !
4) Puisqu'on nous demande le pH, nous devons reconvertir les \( 0,3 mol \) de \( H^+ \) en concentration. Rappelle-toi que nous avons ajouté \( 400 mL \) \( (HBr \space 1M) \) à \( \text {100 mL (LiOH 1M)} \) pour obtenir un volume total de la solution de \( 500mL \) . Nous pouvons maintenant calculer la concentration de l'acide restant, \( H^+ \) ,
$$ Molarité\,de\,H^+=\frac{moles\,of\,H^+}{volume\,totale\,,\,L} $$
ou
$$ Molarité\,de\,H^+=\frac{0,3\,mol\,H^+}{0,5\,L}=0,6\,M\,H^+ $$
5) Enfin, nous pouvons simplement introduire notre concentration de \( H^+ \) dans notre équation de pH connue, qui est \( pH = -log[H_3O^+] \) .
$$ pH=-log_{10}(0,6)=0,22 $$
qui est une solution dont le pH est inférieur à \( 1 \) , c'est-à-dire une solution très fortement acide.
L'une des choses les plus importantes à garder à l'esprit lors de la résolution de réactions d'acide fort et de base forte est de savoir si les quantités molaires sont égales ou non.
Base faible - Acide fort
Nous allons maintenant passer à la réaction qui se produit entre une base faible et un acide fort. Nous suivrons le même schéma que pour la section sur les bases et les acides forts en commençant par déterminer la réaction générique entre les bases faibles et les acides forts et en travaillant alors sur un exemple !
Si nous mélangions de l'ammoniac, \( NH_3 \) , et de l'acide chlorhydrique, \( HCl \) , dans de l'eau, quelle serait, selon toi, l'équation chimique ? (Essaie de l'écrire avant de continuer !)
Nous présentons nos deux réactifs et nous connaissons la réaction de neutralisation qui produit de l'eau et du sel :$$ HCl_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_4Cl_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$Remarque que \( H_2O_{(l)} \) est ajouté à la fin de la réaction parce que celle-ci s'est déroulée dans l'eau.Pour déterminer l'équation ionique complète, nous notons que seul l'acide fort, \( HCl \) , se dissociera complètement en ions, tandis que le réactif (côté gauche), l'ammoniac, \( NH_3 \) , ne sera que partiellement ionisé :
$$ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_{4\,(aq)}^+ + Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
En se débarrassant des ions spectateurs, nous obtenons l'équation suivante :
$$ H^+_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_{4\,(aq)}^+ + H_2O_{(l)} $$
C'est l'équation ionique nette.
À partir de cette équation ionique, nous pouvons dire que l'équation générique de toute équation base faible-acide fort sera :
$$ H^+_{(aq)} + B_{(aq)} \rightarrow BH^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Mais quel serait le pH ? Acide, basique, neutre ? Réfléchissons-y.
Nous allons nous demander si les quantités molaires d'acide et de base sont égales. Nous commenterons plus en détail la manière de déterminer le pH si l'une ou l'autre des espèces est en excès dans les tampons acides-bases.
Bien que, comme le montre l'équation ionique nette, l'ammoniac, \( NH_3 \) , soit complètement converti en ammonium, \( NH_4^+ \) , (c'est la signification de la flèche unidirectionnelle, \( \rightarrow \) ) ce n'est pas la fin de l'histoire. Contrairement à la réaction acide fort-base, si une base faible et un acide fort sont ajoutés en quantités molaires égales, l'ammonium, \( NH_4^+ \) , qui en résulte existera en équilibre avec l'ion hydronium \( H_3O^+ \) . Alors, peux-tu deviner quelle est la seule espèce dont nous devons nous préoccuper pour déterminer le pH ? Il s'agit de l'ion ammonium, \( NH_4^+ \) , dans une solution aqueuse !
Du côté des produits (côté droit) de l'équation ionique nette, il reste \( NH_4^+ \) et \( H_2O \) . L'ion ammonium réagit avec l'eau, formant un équilibre avec l'ion hydronium. Par conséquent :
$$ NH_{4\,(aq)}^+ + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{3\,(aq)} + H_3O^+_{(aq)} $$
Note que l'acide dans l'eau est l'ion hydronium qui peut être écrit comme \( H^+ \) ou comme \( H_3O^+ \) .
Cet équilibre présente l'effet net de produire plus d'ions hydronium qui augmentent le pH et rendent la solution légèrement acide !
Acide faible - Base forte
Des processus de réflexion et une logique similaires peuvent être appliqués aux réactions d'acide faible et de base forte.
Utilisons la réaction entre l'acide acétique \( CH_3COOH \) et l'hydroxyde de potassium \( KOH \) ! Écris l'équation chimique équilibrée !
L'équation chimique correcte est la suivante :
$$ CH_3COOH_{(aq)} + KOH_{(aq)} \rightarrow CH_3COOK_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Pour trouver l'équation ionique nette, nous conservons l'acide faible ensemble et séparons le \( KOH \) en ions puisqu'il s'agit d'une base forte qui se dissocie à \( 100 \% \) .
$$ CH_3COOH_{(aq)} + K^+_{(aq)} +OH^-_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + K^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Après avoir supprimé les ions spectateurs, nous obtenons l'équation suivante :
$$ CH_3COOH_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
À partir de cette équation ionique, nous pouvons dire que l'équation générique pour toute équation acide faible-base forte sera :
$$ HA_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$
Dans le cas où l'acide faible et la base forte présentent une quantité égale de moles, qu'est-ce que cela signifie ? Cela signifie qu'ils se sont neutralisés l'un l'autre et que l'acide acétique et les ions hydroxyde seront complètement épuisés. Alors, peux-tu deviner quelle est la seule espèce dont nous devons nous préoccuper pour déterminer le pH ? C'est l'ion \( CH_3COO^- _{(aq)} \) !
Il nous reste \( CH_3COO^- \) et \( H_2O \) qui peuvent en fait former une réaction d'équilibre puisque \( CH_3COO^- \) est une base faible.
$$ CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons CH_3COOH_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
Cet équilibre produit davantage d'ions hydroxyde qui augmentent le pH et le rendent légèrement basique !
Autoprotolyse de l'eau
Dans l'eau, il se produit spontanément ce que l'on appelle une autoprotolyse. Les molécules d'eau peuvent aussi bien céder des protons que les absorber. Il se forme ainsi en permanence de petites quantités d'ions oxonium \( H_3O^+ \) ainsi que d'ions hydroxyde \( OH^- \) dans l'eau. Tu peux décrire cela avec l'équation de réaction suivante :
$$ 2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- $$
Comme l'eau est dans ce cas à la fois un acide et une base, on appelle également l'eau un ampholyte.
Les ampholytes, également appelés amphotères, sont des composés qui peuvent absorber des protons en tant qu'acide et libérer des protons en tant que base. L'eau et l'ammoniaque sont des exemples d'ampholytes.
Tampons
Comme indiqué précédemment, un autre scénario auquel nous pouvons être confrontés est celui d'un excès d'acide ou de base. Dans ce cas, si un couple acide-base conjugué réagit avec lui-même, un tampon se forme !
Une solution tampon est une solution composée d'acides faibles et de bases conjuguées qui résiste aux changements de pH.
Voici comment on résoudrait le pH d'une réaction entre un acide faible et une base forte si l'acide est en excès. Comme la solution contient un excès d'acide et de base conjuguée, nous utilisons l'équation de Henderson-Hasselbalch définie comme suit \( pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]}) \) pour déterminer le pH d'une telle solution.
Nous essaierons d'entrer dans les détails dans Acides - bases réactions et tampons ! Ceci n'est qu'une brève introduction au concept !
Réaction acide-base - Points clés
- Il existe trois types principaux de réactions acide-base:
- Les acides forts réagissant avec les bases fortes ;
- Les bases faibles réagissant avec les acides forts ;
- Les acides faibles réagissant avec les bases fortes.
- L'acide fort et la base forte présenteront l'équation ionique nette : \( H^+ + OH^- \rightarrow H_2O \) .
- Base faible et Acide fort présenteront l'équation ionique nette : \( B_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)} \rightarrow HB^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} \) et seront légèrement acides lorsqu'ils réagiront dans des proportions équimolaires.
- L'acide faible et la base forte présenteront l'équation ionique nette : \( HA_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \) et seront légèrement basiques lorsqu'ils réagissent dans des proportions équimolaires.
- Les ampholytes, également appelés amphotères, sont des composés qui peuvent absorber des protons en tant qu'acide et libérer des protons en tant que base.
- Une solution tampon est une solution composée d'acides faibles et de bases conjuguées qui résiste aux changements de pH.
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Questions fréquemment posées en Réaction acide-base
Comment équilibrer une réaction acido-basique ?
Une réaction acide-base est équilibrée par addition d'un acide ou d'une base pour neutraliser l'excès d'acide ou de base dans la solution.
Quelle est la réaction entre un acide et une base ?
La réaction entre un acide et une base est une réaction de neutralisation où les protons H+ réagissent avec l'ion OH- pour former H2O et où les ions acides et basiques forment un sel.
Quel produit se forme lorsqu'un acide réagit avec une base ?
Les produits qui se forment lorsqu’un acide réagit avec une base sont l'eau et le sel.
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