Chapitre 1 : Réactions acide-base
Voici une fiche synthétisant l’essentiel à savoir sur les réactions totales pour un acide ou une base
I. Définitions
Définitions (Brönsted, 1923)
Acide : cède un proton (H⁺)
Base : capte un proton (H⁺)
Exemple : CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
Acide → Base conjuguée + H+
Couple acide/base : noté AH/A⁻
Demi-équation : AH ⇌ A⁻ + H⁺
Exemples :
H₃O⁺ / H₂O
H₂O / HO⁻
H₂CO₃ / HCO₃⁻
HCO₃⁻ / CO₃²⁻
🔄 Espèces amphotères : peuvent être acide et base (ex : H₂O)
II. Structure et comportement
1) Libération de protons
La liaison R–H doit être polarisée : H⁺ est plus facilement libéré si δ⁺
2) Acides carboxyliques
Groupe –COOH : liaison O–H polarisée → libération facile de H⁺
RCOOH ⇌ RCOO⁻ + H⁺
3) Les amines
- Dérivées de NH₃, l’azote a un doublet non liant
→ Peut capter H⁺ : base de Lewis
R–NH₃⁺ ⇌ R–NH₂ + H⁺
III. Réactions acide/base
Principe :
L’acide d’un couple réagit avec la base d’un autre.
Équation-type :
A₁H + A₂⁻ ⇌ A₁⁻ + A₂H
Réaction totale : simple flèche →
Réaction équilibrée : double flèche ⇌
Méthode : Exemple HClO/NH₃
Étapes :
- Identifier les couples : HClO/ClO⁻ et NH₄⁺/NH₃
- Écrire les 2 demi-équations :
HClO ⇌ ClO⁻ + H⁺
NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺ - Ajouter les équations
- Simplifier
Résultat final :
HClO + NH₃ ⇌ ClO⁻ + NH₄⁺
IV. pH et concentration
Définitions :
- Le pH reflète la concentration en ions oxonium H₃O⁺
- Formule :
pH = –log [H₃O⁺] - Inversement :
[H₃O⁺] = C₀ × 10^(–pH)
(C₀ = 1 mol·L⁻¹)
➡️ Plus [H₃O⁺] ↓ Plus pH ↑ (solution plus basique)
ATTENTION : Ce n’est valable que pour des concentrations faibles
✅ À retenir :
Les couples acido-basiques sont liés par un transfert de H⁺.
Un acide fort réagit totalement avec l’eau.
L’eau est un amphotère.
Notes supplémentaires
- La connaissance des couples est essentielle pour prédire le sens des réactions.
- Ces réactions peuvent être utilisées pour réaliser un titrage afin de déterminer une concentration inconnue.
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