Couples acide-base
Couples acide-base
I. Définitions des acides et des bases
Qu’est-ce qu’un acide ?
Un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton ou un ion $H^+$.
Qu’est-ce qu’une base ?
Une base est une espèce chimique susceptible de capter un proton ou un ion $H^+$.
Ces deux notions peuvent se retrouver dans l’équation : $\text{acide} = \text{base} + H^+$
L’acide peut être chargé ou non, tout comme la base. On peut noter ceci sous la forme de deux demi-équations :
$AH = A^- + H^+$
$BH^+ = B + H^+$
Pour passer de l’acide à la base, on enlève un $H^+$ à la molécule ou l’ion concerné.
Pour passer de la base à l’acide, on ajoute un $H^+$ à la molécule ou l’ion conservé.
Pour chaque acide, on a une base associée et pour chaque base, un acide associé. On écrit par convention les couples acide/base en commençant par l’acide, puis en écrivant ensuite la base avec un slash entre les deux.
Exemple : $NH_4 ^+$ $_{(aq)}$ / $NH_{3(aq)}$
Il faut toujours préciser l’état de la matière : généralement, l’élément sera aqueux, c’est-à-dire dissout. À partir du couple on peut normalement écrire l’équation acido-basique :
$NH_4 ^+ = NH_3 + H^+$
Il faut toujours vérifier que le proton $H^+$ soit du côté de la base et que l’équation est équilibrée (même nombre d’éléments d’un côté et de l’autre du signe =).
II. Couple acido-basique de l’eau
Le couple acido-basique de l’eau doit être connu. L’eau est une espèce amphotère car elle est base dans le couple $H3O^+(aq)$ / $H2O(l)$ et acide dans le couple $H2O(l) $ / $HO^-(aq).$ $H3O^+$ est appelé « ion oxonium » et $HO^-$ « ion hydroxyde ».
On peut écrire les différentes équations acido-basiques :
$H_3O^+$$_{(aq)} = H2O_{(l)} + H^+$
$H_2O_{(l)} = HO^- _{(aq)} + H^+$
III. L’acide carbonique
Qu’est-ce que l’acide carbonique ?
L’acide carbonique est le dioxyde de carbone dissous. Il s’agit d’un acide que l’on peut trouver sous deux notations :
$CO_{2 (aq)}, H_2O _{(l)}$ ou $H_2CO_{3 (aq)}$
La base associée est l’ion hydrogénocarbonate $HCO_3 ^-$.
IV. L’acide carboxylique
La liaison $OH$ de l’acide carboxylique est polarisée : l’oxygène a tendance à beaucoup attirer les électrons de la liaison. L’hydrogène de la liaison $OH$ va donc avoir tendance à partir facilement. Le couple est représenté sous deux formes : l’acide carboxylique (l’acide) et l’ion carboxylate (la base).
Pour chaque base d’un couple comprenant l’acide carboxylique, on enlève le terme « acide », puis on ajoute ensuite « ion » + la terminaison -oate. Par exemple, $CH_3COOH$ est l’acide éthanoïque (composé du vinaigre) et sa base associée $CH_3COO^-$, est appelée l’ion éthanoate.
V. Les amines
Quelles sont les amines ?
Les amines sont des bases : il s’agit d’un atome d’azote lié à trois groupements. Ces groupements peuvent être des hydrogènes ou des chaînes carbonées.
L’azote dans la base possède un doublet non-liant, qui peut venir se greffer à un hydrogène pour former l’ion ammonium (méthylammonium, éthylammonium selon les substituants) est l’acide. L’acide dans le couple est généralement écrit « ion » + la terminaison -ium.
Réaction acide-base
I. Qu’est-ce qu’une réaction acide-base ?
Une réaction acide-base est une réaction qui a lieu entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. Un acide ne peut réagir qu’avec une base et une base qu’avec un acide.
II. Exemple d’une réaction acide-base
On prend l’acide éthanoïque $CH_3CO_2H (aq)$ qui va réagir avec l’ammoniaque $NH_3 (aq)$.
Pour écrire la réaction acide base associée, on écrit les demi-équations de chaque couple, en veillant à mettre toujours à gauche le réactif en cause.
Les couples sont les suivants : $CH_3CO_2H (aq)$ / $CH_3CO_2 ^- (aq)$ et $NH_4 ^+ (aq)$ / $NH_3 (aq)$
On a alors comme demi-équation pour l’acide éthanoïque :
$CH_3CO_2H (aq) = CH_3CO_2 ^- (aq) + H^+$
et $H^+ + NH_3 (aq) = NH_4 ^+ (aq)$
Pour avoir l’équation bilan de la réaction acide-base, il suffit d’additionner ces deux demi-équations :
$CH_3CO_2H (aq) + H^+ + NH_3 (aq) \rightarrow CH_3CO_2 ^- (aq) + H^+ + NH_4 ^+ (aq)$
On écrit l’équation avec une flèche si la réaction est totale, ou une double flèche (dans tous les cas, on n’utilise plus le signe égal).
Les ions hydrogène de part et d’autre de l’équation se simplifient. Ils ne doivent pas figurer au niveau de la réaction finale. Une espèce va perdre un ion $H^+$ qui va être capté par l’autre espèce.
On peut écrire cette réaction beaucoup plus rapidement, en inscrivant que l’acide et la base donne l’acide conjugué d’un des couples et la base conjuguée de l’autre couple. Attention toutefois aux diacides et dibases qui peuvent compliquer la réaction. De manière générale, cela se passe comme dans l’exemple si l’on n’a pas de diacides, ni de dibases.