Chapitre 1 : Les Réactions Acido-Basiques

 

Chapitre 1 : Les Réactions Acido-Basiques

Introduction

Les réactions acido-basiques jouent un rôle fondamental en chimie, tant en milieu industriel que biologique. Comprendre ces réactions nécessite une connaissance des différentes théories qui les sous-tendent, ainsi que des outils pour mesurer et calculer les concentrations en ions H⁺ (ou H₃O⁺) et OH⁻. Ce chapitre couvrira les théories acido-basiques, la force des acides et des bases, les constantes d'acidité et de basicité, les calculs de pH, les titrages acido-basiques et les indicateurs de pH.

1. Théories Acido-Basiques

1.1 Théorie d'Arrhenius

La théorie d'Arrhenius, développée par Svante Arrhenius, est l'une des plus anciennes théories acido-basiques. Selon cette théorie :

  • Un acide est une substance qui libère des ions H⁺ (protons) en solution aqueuse.
  • Une base est une substance qui libère des ions OH⁻ (hydroxyles) en solution aqueuse.

Par exemple :

  • L'acide chlorhydrique (HCl) se dissocie en H⁺ et Cl⁻ dans l'eau.
  • L'hydroxyde de sodium (NaOH) se dissocie en Na⁺ et OH⁻ dans l'eau.

1.2 Théorie de Brønsted-Lowry

La théorie de Brønsted-Lowry, proposée par Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry, est plus générale que celle d'Arrhenius. Selon cette théorie :

  • Un acide est une substance qui peut donner un proton (donneur de proton).
  • Une base est une substance qui peut accepter un proton (accepteur de proton).

Par exemple :

  • L'acide acétique (CH₃COOH) peut donner un proton pour devenir l'ion acétate (CH₃COO⁻).
  • L'ammoniac (NH₃) peut accepter un proton pour devenir l'ion ammonium (NH₄⁺).

1.3 Théorie de Lewis

La théorie de Lewis, développée par Gilbert N. Lewis, élargit encore la définition des acides et des bases :

  • Un acide de Lewis est une substance capable d'accepter une paire d'électrons.
  • Une base de Lewis est une substance capable de donner une paire d'électrons.

Par exemple :

  • L'ion hydronium (H₃O⁺) peut accepter une paire d'électrons de la base OH⁻ pour former de l'eau.
  • Le chlorure d'aluminium (AlCl₃) peut accepter une paire d'électrons d'une base pour compléter son octet.

2. Forces des Acides et des Bases

2.1 Acides et Bases Forts

Les acides et bases forts se dissocient complètement en solution aqueuse.

  • Exemples d'acides forts : HCl, H₂SO₄, HNO₃
  • Exemples de bases fortes : NaOH, KOH, Ba(OH)₂

2.2 Acides et Bases Faibles

Les acides et bases faibles se dissocient partiellement en solution aqueuse.

  • Exemples d'acides faibles : CH₃COOH, HF, HCN
  • Exemples de bases faibles : NH₃, C₅H₅N (pyridine)

3. Constantes d'Acidité et de Basicité

3.1 Constante d'Acidité (Ka)

La constante d'acidité, KaK_a, mesure la force d'un acide faible. Elle est définie par l'équilibre de dissociation de l'acide dans l'eau :

HA+H2OH3O++AHA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-

Ka=[H3O+][A][HA]K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}

3.2 Constante de Basicité (Kb)

La constante de basicité, KbK_b, mesure la force d'une base faible. Elle est définie par l'équilibre de dissociation de la base dans l'eau :

B+H2OBH++OHB + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-

Kb=[BH+][OH][B]K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}

4. Calculs de pH

4.1 Définition du pH

Le pH est une mesure de la concentration en ions hydronium (H₃O⁺) dans une solution. Il est défini par :

pH=log[H3O+]

4.2 Calculs du pH pour Acides et Bases Forts

Pour un acide fort comme HCl, qui se dissocie complètement, la concentration en H₃O⁺ est égale à la concentration initiale de l'acide.

Exemple : Pour une solution de 0,01 M de HCl, le pH est :

pH=log(0,01)=2pH = -\log(0,01) = 2

Pour une base forte comme NaOH, qui se dissocie complètement, la concentration en OH⁻ est égale à la concentration initiale de la base, et on utilise :

pOH=log[OH]pOH = -\log[OH^-]

pH=14pOHpH = 14 - pOH

4.3 Calculs du pH pour Acides et Bases Faibles

Pour un acide faible comme CH₃COOH, on utilise KaK_a pour trouver [H3O+][H_3O^+]. Par exemple, pour une solution de CH₃COOH de concentration CC et de KaK_a connu :

Ka=[H3O+][A][HA]K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}

En supposant [H3O+]=[A]=x[H_3O^+] = [A^-] = x et [HA]=Cx[HA] = C - x ,

Ka=x2Cx​

On peut souvent approximer CxC si xx est très petit.

5. Titrages Acido-Basiques

Le titrage est une méthode pour déterminer la concentration d'un acide ou d'une base dans une solution en utilisant une solution titrante de concentration connue.

5.1 Point d'Équivalence

Le point d'équivalence est atteint lorsque la quantité de titrant ajoutée est exactement égale à la quantité de substance à titrer.

5.2 Courbes de Titrage

Les courbes de titrage montrent le changement de pH en fonction du volume de titrant ajouté. Les points importants sur ces courbes incluent le point d'équivalence et le point de demi-équivalence (pour les acides ou bases faibles).

6. Indicateurs de pH

Les indicateurs de pH sont des substances qui changent de couleur en fonction du pH de la solution. Ils sont utilisés pour identifier le point d'équivalence dans les titrages.

6.1 Choix d'un Indicateur

Le choix d'un indicateur dépend du pH du point d'équivalence. Par exemple :

  • Le phénolphtaléine est utilisé pour les titrages avec un point d'équivalence autour de pH 8-10.
  • Le bleu de bromothymol est utilisé pour les titrages avec un point d'équivalence autour de pH 6-7.

Conclusion

Ce chapitre a couvert les concepts fondamentaux des réactions acido-basiques, y compris les théories, la force des acides et des bases, les constantes d'acidité et de basicité, les calculs de pH, les titrages et les indicateurs de pH. Maîtriser ces concepts est essentiel pour comprendre de nombreuses réactions chimiques en solution et leurs applications pratiques.