Réaction acido-basique
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Une réaction acido-basique est une réaction dans laquelle on observe le « transfert » d'un ou plusieurs ions H+ en solution aqueuse.
Sommaire |
[modifier] Théorie acido-basique d'Arrhénius
Un acide est une substance capable de se dissocier en libérant des protons H+ en solution aqueuse. Une base est une substance capable de capter des protons H+ en solution aqueuse (on dit que la base est "protonée"). Le proton H+ est aussi appelé l'ion hydronium.
[modifier] Théorie acido-basique de Brönsted-Lowry
Article détaillé : Théorie de Bronsted-Lowry.On appelle acide au sens de Brönsted 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 Brönsted.
On appelle base au sens de Brönsted 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 Brönsted.
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 (-log(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)
[modifier] La réaction acido-basique
Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base: Le couple acide1/base1 et le couple acide2/base2. Pour écrire l'équation de la réaction qui a lieu entre les deux couples, on fait d'abord les demi-équations associées, puis on les additionne de façon à ne plus avoir de proton H + :
- acide1 = base1 + nH +
- base2 + nH + = acide2
- acide1 + base2 − − > base1 + acide2 (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/OH-)>pKa(NH4+/NH3) donc la réaction est déplacée vers la droite (NH3 est une base faible).
[modifier] Quelques couples acide-base
Tous les couples acide-base s'écrivent sous la forme acide/base.
| Couples acide-base | Acide | Base |
|---|---|---|
| ion hydrogénophosphate / ion phosphate | HPO42- | PO43- |
| ion diméthylammonium / ion diméthylamine | (CH3)2NH2+ | (CH3)2NH |
| ion méthylammonium / ion méthylamine | CH3NH3+ | CH3NH2 |
| ion hydrogénocarbonate / ion carbonate | HCO3- | CO32- |
| phénol / ion phénolate | C6H5OH | C6H5O- |
| ion ammonium / ammoniac | NH4+ | NH3 |
| acide borique / ion borate | H3BO3 | H2BO3- |
| acide hypochloreux / ion hypochlorite | HCIO | CIO- |
| ion hydrogénosulfite / ion sulfite | HSO3- | SO32- |
| dioxyde de carbone / ion hydrogénocarbonate | CO2, H2O | HCO3- |
| acide propanoïque / ion propanoate | C2H5COOH | C2H5COO- |
| acide acétique / ion acétate | CH3COOH | CH3COO- |
| acide ascorbique / ion ascorbate | C6H8O6 | C6H7O6- |
| acide formique / ion formiate | HCOOH | HCOO- |
| acide acétylsalicylique / ion acétylsalicylate | C8O2H7COOH | C8O2H7COO- |
| acide nitreux / ion nitrite | HNO2 | NO2- |
| acide fluorhydrique / ion fluorure | HF | F- |
| dioxyde de soufre / ion hydrogénosulfite | SO2, H2O | HSO3- |
[modifier] Théorie acido-basique de Lewis
Articles détaillés : Acide de Lewis et Base de Lewis.
