Réaction acido-basique

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Une réaction acido-basique est une réaction chimique au cours de laquelle se produit un transfert d'un ou plusieurs ions H+ en solution aqueuse. L'espèce chimique qui capte ces ions est appelée base ; celle qui les cède, acide.

Théorie acido-basique d'Arrhénius[modifier | modifier le code]

Un acide est une substance capable de se dissocier en libérant des ions H+ (protons) en solution aqueuse. En réalité, les protons H+ libres ne sont pas présents en solution, mais se lient des molécules d'eau pour former des ions oxonium H3O+.

Une base est une substance capable de capter un ou plusieurs protons H+ et libérer l'ion hydroxyde, OH-

Théorie acido-basique de Brønsted-Lowry[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Théorie de Brønsted-Lowry.

On appelle acide au sens de Brønsted toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'acide acétique ou éthanoïque de formule chimique CH3CO2H est capable de céder un proton H+. Il s'agit donc d'un acide au sens de Brønsted.

On appelle base au sens de Brønsted toute espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'ion acétate CH3CO2- est capable de capter un proton H+ pour donner l'acide éthanoïque. Il s'agit donc d'une base au sens de Brønsted.

Dans le cadre de cette théorie, les acides sont reconnaissables en solution aqueuse par un pH inférieur à 7 et les bases par un pH supérieur à 7.

Les acides et les bases peuvent être regroupés en couples acide/base. En effet, un acide perdant un proton H+ produit une espèce capable d'en capter un appelée base conjuguée.

Exemples
  • CH3CO2H/CH3CO2-
  • NH4+/NH3
  • C2H5CO2H/C2H5CO2-

La réaction Acide = Base + H+ est une réaction équilibrée dont la constante d'équilibre Ka est notée fréquemment sous la forme logarithmique négative (-log10(Ka)= pKa). Plus le pKa est élevé, plus l'acide est faible. Un acide fort est un acide dont le pKa est < 0.

Parfois, suivant les réactions, certains corps peuvent se comporter comme des acides ou des bases. Ces corps sont des ampholytes. On dit aussi qu'ils ont un caractère amphotère. L'eau par exemple est un ampholyte. En effet, deux couples acide/base sont possibles :

  • H2O/HO- (pKa = 14)
  • H3O+/H2O (pKa=0)

L'acidité ou la basicité d'un ampholyte se définit par le réactif avec lequel on l'associe. En effet, l'eau est une base en présence d'un acide puisqu'un acide doit forcément réagir avec une base (sa base conjuguée). À l'inverse, si l'eau est en présence d'une base elle agit comme un acide puisqu'une base doit obligatoirement réagir avec un acide.

La réaction acido-basique[modifier | modifier le code]

Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base: le couple Acide1/Base1 et le couple Acide2/Base2.

Une réaction acide-base est une transformation chimique entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple acide/base, par l'intermédiaire d'un échange d'ions H^+. Pour équilibrer l'équation de la réaction qui a lieu entre les deux couples, on établit les demi-équations associées à chaque espèce chimique, puis on les additionne de façon à ne plus avoir de proton H^+ (c'est-à-dire obtenir autant d'ions du côté des réactifs et des produits).

L'équation complète est donc une combinaison linéaire des deux demi-équations spécifiques de chaque couple :

  • Acide_1 = Base_1 + nH^+
  • Base_2 + nH^+ = Acide_2
  • Acide_1 + Base_2 = Base_1 + Acide_2 (cette équation est dite une « équation-bilan »)
Exemple

On met en présence une solution acide de chlorure d'ammonium (NH4+(aq), Cl-(aq)) et une solution basique de soude (Na+(aq), HO-(aq)). On observe alors un dégagement gazeux d'ammoniac NH3. Les ions Na+(aq) et Cl-(aq) ne participent pas à la réaction : ce sont des ions spectateurs. Il y a donc eu un transfert de proton de l'acide NH4+ vers la base HO-. On écrit alors :

NH4+ = NH3 + H+
HO- + H+ = H2O

On a donc NH4+(aq) + HO-(aq) --> NH3(g) + H2O(l). C'est l'équation-bilan de la réaction acido-basique. La position de l'équilibre est dépendante des valeurs de pKa des couples concernés. Dans le cas présent, pKa(H2O/HO-)>pKa(NH4+/NH3) donc la réaction est déplacée vers la droite (NH3 est une base faible).

Quelques couples acide-base[modifier | modifier le code]

Tous les couples acide-base s'écrivent sous la forme acide/base.

Couple acide-base Acide Base
ion hydronium / eau H3O+ H2O
eau / ion hydroxyde H2O HO-
acide éthanedioïque (acide oxalique) / ion hydrogénoxalate C2O4H2 HC2O4-
ion hydrogénoxalate / ion éthanedioate HC2O4- C2O42-
acide phosphorique / ion dihydrogénophosphate H3PO4 H2PO4-
ion dihydrogénophosphate / ion hydrogénophosphate H2PO4- HPO42-
ion hydrogénophosphate / ion phosphate (ou orthophosphate) HPO42- PO43-
dioxyde de carbone / ion hydrogénocarbonate CO2, H2O HCO3-
ion hydrogénocarbonate / ion carbonate HCO3- CO32-
acide sulfurique / ion hydrogénosulfate H2SO4 HSO4-
ion hydrogénosulfate / ion sulfate HSO4- SO42-
dioxyde de soufre / ion hydrogénosulfite SO2, H2O HSO3-
ion hydrogénosulfite / ion sulfite HSO3- SO32-
ion hydroxylammonium / hydroxylamine NH3OH+ NH2OH
ion diméthylammonium / diméthylamine (CH3)2NH2+ (CH3)2NH
ion méthylammonium / méthylamine CH3NH3+ CH3NH2
phénol / ion phénolate C6H5OH C6H5O-
ion ammonium / ammoniac NH4+ NH3
acide borique / ion borate H3BO3 H2BO3-
acide hypochloreux / ion hypochlorite HCIO CIO-
acide propanoïque / ion propanoate C2H5COOH C2H5COO-
acide ascorbique / ion ascorbate C6H8O6 C6H7O6-
acide méthanoïque (ac. formique) / ion méthanoate (ion formiate) HCOOH HCOO-
acide acétylsalicylique / ion acétylsalicylate C8O2H7COOH C8O2H7COO-
acide nitrique (acide azotique)/ ion nitrate HNO3 NO3-
acide nitreux / ion nitrite HNO2 NO2-
Fluorure d'hydrogène (acide fluorhydrique anhydre) / ion fluorure HF F-
acide acétique / ion acétate CH3COOH CH3COO-
acide éthanoïque (acétique) / ion éthanoate (ion acétate) CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)

Polybases et polyacides[modifier | modifier le code]

L'ion éthanedioate C2O42- et l'ion phosphate (ou orthophosphate) PO43-, susceptibles de réagir avec (resp.) deux ou trois ions H+, forment (resp.) une dibase ou une tribase.

De même l'acide éthanedioïque C2O4H2 et l'acide phosphorique H3PO4, susceptibles de se dissocier en libérant (resp.) deux ou trois ions H+, forment (resp.) un diacide ou un triacide.

Ces espèces chimiques réagissent par échanges successifs d'ions H+ (un ion après l'autre).

Les ions intermédiaires hydrogénoxalate HC2O4-, dihydrogénophosphate H2PO4- ou hydrogénophosphate HPO42- sont donc amphotères : ce sont des ampholytes.

Ampholytes particuliers[modifier | modifier le code]

Certaines espèces chimiques sont amphotères en raison de leur structure moléculaire particulière. On distingue par exemple :

Les acides aminés comportent au moins deux groupes fonctionnels, l'un acide (un groupe carboxyle), l'autre basique (un groupe amine).

Les zwitterions possèdent deux charges électriques opposées sur deux groupes distincts ou deux atomes non adjacents. En fonction du pH de la solution, la forme acide ou basique devient majoritaire.

Théorie acido-basique de Lewis[modifier | modifier le code]

Un acide est toute espèce qui peut accepter une paire d'électrons offerte par une autre espèce chimique lors d'une réaction. Un acide de Lewis est un accepteur d'électrons (électrophile)

  • Un acide de Lewis est caractérisé par :

1) une fraction de charge positive sur l'atome central (due à la forte électronégativité des atomes liés à ce centre)

2) la capacité d'accepter une paire d'électron supplémentaire. Exemples : BF3, MW2, H+, AlH3

  • Une base est toute espèce qui possède une paire d'électrons non-liante et qui peut offrir une paire d'électrons à une autre espèce chimique lors d'une réaction. Une base de Lewis est donc un donneur d'électrons (nucléophile).

Exemples : NH3 (1 paire non-liante), OH2 (2 paires non-liantes), OH- (1 paire non-liante).

Réaction de BF3 (acide de Lewis, le Bore porte une charge partielle positive à cause de la très grande électronégativité des fluors qui captent vers eux les électrons du bore et NH3 est la base, car l'atome d'azote porte une paire d'électrons non-liants.


Remarques

  • Un solvant protique peut fournir et/ou capter un ion H+. Il joue alors le rôle de l'acide et/ou de la base. L'eau, l'ammoniac, le méthanol, l'acide éthanoïque, l'acide sulfurique, etc. ont ce statut de solvant protique accepteur et donneur de proton. Pour chacun d'entre eux, il existe l'équivalent du produit ionique de l'eau.
  • Un solvant comme l'éther ROR peut capter un proton mais ne peut pas en donner. Un tel solvant ne possède qu'un unique Ka. Il n'existe donc pas l'équivalent du produit ionique de l'eau.
  • Un solvant comme le benzène, le pentane, etc. ne peut donner ni accepter de proton. Il n'a donc aucune relation de nature acide-base avec ses solutés.
  • L'eau et les solvants protiques agissent soit comme base ou comme acide parce qu'ils ont des sites acides et basiques dans leur structure moléculaire. L'eau peut agir comme base en engageant une paire d'électrons libres de l'atome O. Il agit comme acide en cédant un de ces atomes H sous forme d'ion H+.
  • Le modèle des acides et des bases proposé par Brønsted s'apparente à celui proposé par Lewis. Le modèle des acides et des bases de Lewis considère l'interaction d'un électrophile (par ex. l'ion Cu2+ et d'un nucléophile (par ex. NH3 pour donner un complexe. L'interaction acide-base au sens de Brønsted peut être considérée comme un cas particulier de l'interactdion électrophile-nucléophile du modèle de Lewis où l'ion H+ est l'électrophile et la base de Brønsted est le nucléophile. Il faut noter que les termes électrophile et nucléophile ont quelques différence avec leur utilisation comme centre électrophile et centre nucléophile en chimie organique.
  • Dans la réaction Acide-Base au sens de Brønsted, une base ne peut réagir avec un ion H+ qu'en établissant une liaison covalente avec cet ion dépourvu d'électrons, et doit donc fournir le doublet liant de la liaison covalente.
Articles détaillés : Acide de Lewis et Base de Lewis.