Réactions acide-base : chimie 6e secondaire

Pour Arrhenius, un acide libère des ions H+ dans l'eau et une base des ions OH−. Brönsted élargit : un acide cède un proton, une base le capte. Une réaction acide-base transfère un proton et met en jeu deux couples acide/base.

Au jury de la Fédération Wallonie-Bruxelles, ce chapitre fait partie de l'UAA 8 de chimie de l'examen de sciences du CESS. Entraîne-toi avec l'examen blanc de sciences corrigé, au format du jury.

Compétences visées

• Décrire une réaction de précipitation comme une réaction de recombinaison d'ions, une réaction acide base comme un transfert de protons, une oxydoréduction comme un transfert d'électrons.

Partie acide-base de l'UAA8 de base : WBE 478 suggère environ 10 des 28 périodes (Arrhenius et Brönsted, pH, force des acides et des bases, vie courante). En sciences de base, la force des acides reste qualitative ; le calcul du pH d'un acide faible et le titrage sont proposés pour les sciences générales.

Acides et bases de Brönsted

À connaître

• couple acide/base : $\ce{HA/A-}$, par exemple $\ce{NH4+/NH3}$ ou $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$
• acide dans l'eau : $\ce{HA + H2O -> H3O+ + A-}$ ; base dans l'eau : $\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}$
• neutralisation : $\ce{H3O+(aq) + OH-(aq) -> 2H2O(l)}$
• acide et base hydroxyde : $\ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)}$

Méthodes

• Couples acide/base. Un acide et sa base conjuguée diffèrent d'un seul proton.
• Écrire une réaction acide-base. L'acide d'un couple cède un proton à la base de l'autre ; les produits sont les espèces conjuguées.
• Ampholytes. L'eau ou l'ion hydrogénocarbonate peuvent jouer le rôle d'acide ou de base.
• Neutralisation. Un acide et une base hydroxyde donnent un sel et de l'eau.

Exercices types

• Dans $\ce{NH3(g) + HCl(g) -> NH4Cl(s)}$, identifie l'acide, la base et les deux couples acide/base.
• Écris l'équation de la réaction de l'acide nitrique avec l'eau, puis celle de l'ammoniac avec l'eau.
• Montre que l'ion $\ce{HCO3-}$ est un ampholyte en écrivant les deux couples auxquels il appartient.
• Écris l'équation ionique et l'équation bilan de la neutralisation de l'acide sulfurique par l'hydroxyde de potassium.

pH

Le pH indique si une solution aqueuse est acide, neutre ou basique : moins de 7, 7 ou plus de 7 à 25 °C. Une unité de pH en moins, c'est dix fois plus d'ions H3O+. Dans toute solution aqueuse, le produit des concentrations en H3O+ et en OH− vaut 10⁻¹⁴ à 25 °C.

À connaître

• $\mathrm{pH} = -\log[\ce{H3O+}]$ et $[\ce{H3O+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$
• autoprotolyse de l'eau : $\ce{2H2O(l) <=> H3O+(aq) + OH-(aq)}$
• produit ionique de l'eau : $K_w = [\ce{H3O+}] \cdot [\ce{OH-}] = 10^{-14}$ à $25\ ^{\circ}\mathrm{C}$
• acide fort : $[\ce{H3O+}] = c_a$ ; base forte $\ce{MOH}$ : $[\ce{OH-}] = c_b$

Méthodes

• Calculer le pH d'un acide fort ou d'une base forte. Un acide fort est entièrement ionisé : la concentration en H3O+ égale celle de l'acide. Pour une base forte, on passe par OH− et le produit ionique de l'eau.
• Échelle de pH. De 0 à 14, logarithmique : une unité correspond à un facteur 10.
• Produit ionique de l'eau. H3O+ et OH− coexistent toujours ; quand l'une des concentrations augmente, l'autre diminue.
• Le pH au quotidien. Boissons, piscine, sol, sang : on relie le pH aux propriétés du milieu et aux précautions à prendre.

Exercices types

• Calcule le pH d'une solution d'acide chlorhydrique à 0,010 mol/L.
• Calcule le pH d'une solution d'hydroxyde de sodium à 0,050 mol/L.
• Le pH d'un jus de citron vaut 2,4. Calcule les concentrations en ions H3O+ et en ions OH−.
• On dilue dix fois une solution d'acide chlorhydrique de pH 1. Quel est le nouveau pH ?

Force des acides et des bases

Un acide fort s'ionise totalement dans l'eau, un acide faible partiellement : à même concentration, l'acide faible a un pH plus élevé. Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. Une table de pKa classe les couples : plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.

À connaître

• acide fort : $\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}$ ; acide faible : $\ce{CH3COOH + H2O <=> H3O+ + CH3COO-}$
• $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$ : plus il est petit, plus l'acide est fort
• ammoniaque : on écrit $\ce{NH3(aq)}$, jamais $\ce{NH4OH}$

Méthodes

• Fort ou faible. Totalement ionisé : flèche simple ; partiellement : double flèche d'équilibre.
• Force du conjugué. Plus l'acide est fort, plus sa base conjuguée est faible, et inversement.
• Lire une table de pKa. On classe les couples ; l'acide le plus fort a le plus petit pKa.
• Neutralisation au quotidien. Antiacide, chaux sur un sol acide, vinaigre contre le calcaire : on repère l'acide et la base.

Exercices types

• Deux solutions d'acide à 0,10 mol/L ont un pH de 1,0 et de 2,9. Laquelle contient l'acide acétique ? Justifie.
• À l'aide d'une table de pKa, classe par force croissante l'acide acétique, l'acide fluorhydrique et l'ion ammonium.
• Un antiacide contient de l'hydrogénocarbonate de sodium. Écris la réaction qui soulage l'excès d'acide dans l'estomac.

Acides faibles et titrage

Pour un acide faible, la constante d'acidité mesure l'ionisation et permet de calculer le pH. Un titrage acide-base détermine une concentration inconnue : à l'équivalence, les quantités d'acide et de base introduites respectent les coefficients de l'équation.

À connaître

• $K_a = \frac{[\ce{H3O+}] \cdot [\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}$
• acide faible peu ionisé : $\mathrm{pH} \approx \frac{1}{2}(\mathrm{p}K_a - \log c_a)$
• équivalence pour un acide et une base monoprotiques : $c_a V_a = c_b V_b$

Méthodes

• Constante d'acidité. Ka est la constante de l'équilibre d'ionisation de l'acide dans l'eau ; pKa est l'opposé de son logarithme.
• pH d'un acide faible. Si l'acide est peu ionisé, sa concentration à l'équilibre reste proche de la concentration introduite.
• Titrage et équivalence. À l'équivalence, l'indicateur change de couleur ; on en déduit la quantité d'acide titrée.

Exercices types

• Calcule le pH d'une solution d'acide acétique à 0,10 mol/L (pKa = 4,76).
• On titre 20,0 mL d'acide chlorhydrique par de la soude à 0,100 mol/L ; l'équivalence est atteinte après 15,0 mL. Calcule la concentration de l'acide.
• Pourquoi le pH à l'équivalence du titrage de l'acide acétique par la soude est-il supérieur à 7 ?

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• La macromolécule en chimie organique
• Réactions de précipitation
• Réactions d'oxydoréduction

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