Acides et bases de Bronsted :
Réaction acido-basiques
Nous avons déjà abordé, au chapitre Réactions chimiques non totales, la notion d’acide de Bronsted, sur
l’exemple des acides chlorhydrique HCl et éthanoïque CH3COOH
notamment. Nous avons également mentionné les propriétés dissociâtes du solvant
eau : du fait de son moment dipolaire électrique, l’eau a en effet la
capacité de séparer les entités présentant de fortes disparités de charge
électrique.
Il en résulte que de très nombreux acides, lorsqu'ils sont
mis en présence d’eau vont libérer un proton labile (parfois plusieurs :
on parle alors de polyacide). Dans certains cas, cette dissociation sera totale
et non inversable, comme par exemple pour le chlorure d’hydrogène gazeux ;
l’acide est alors dit fort.
Dans d’autres cas, comme celui de l’acide éthanoïque, la
réaction se produit également, mais sans être totale ; l’acide est alors
dit faible.
AH = A- + H+
A l’opposé des acides, on appelle base de Bronsted, une espèce
chimique susceptible de capter un ion H+ :
B + H+ = BH+
L’espèce obtenue en retirant un proton labile à un acide est
appelée base conjuguée de cet acide. L’ensemble
d’un acide et de sa base conjugué est appelé couple acide-base.
Enfin, si l’on met en présence l’un de l’autre un acide et
une base, il peut se produire un échange de proton : l’acide libère un
proton labile, qui sera récupéré par la base. Ceci revient à ajouter membres à
membres les deux équations des réactions ci-dessus. En simplifiant les H+,
on obtient ainsi :
AH + B = A- + BH+
Une telle réaction de transfert de proton est appelée réaction acido-basique. Nous allons à
présent nous intéresser quantitativement aux équilibres acido-basiques, en
commençant tout d’abord par effectuer un retour sur le solvant le plus
courant : l’eau.
Autoprotolyse de l’eau :
Il se trouve que l’eau dispose de propriétés acido-basiques
particulières. En effet, elle possède :
-
Un hydrogène labile, qui lui permet de se
comporter en acide :
H2O = HO- + H+
-
Un oxygène dont les doublets non liants peuvent
accueillir un proton et lui permettre ainsi de se comporter en base :
H2O + H+ = H3O+
Une telle espèce est dite amphotère. Ainsi, si on met en
contact :
-
De l’eau et un acide AH, on peut observer
l’équilibre :
AH + H2O = A- + H3O+
-de l’eau et une base B, on peut observer
l’équilibre :
B + H2O = BH+ + HO-
Mais l’eau étant à la fois base et acide,
peut également réagir avec elle-même, à la fois en tant qu’acide et en tant que
base, ce qui donne l’équilibre suivant :
2 H2O = H3O+
+ OH-
Si l’on exprime la constante d’équilibre de
cette réaction, on obtient, comte tenu du fait que l’eau est le solvant :
K = [H3O+ ][
OH- ]
Dans ce cas particulier, la constante de
réaction est notée Ke, et elle est appelée produit ionique de l’eau. Cette réaction est très peu favorisée à
droite, la détermination de sa valeur mène, à 298 °K, à Ke = 10-14
Echelle de pH :
On peut donc en conclure que même dans l’eau pure, il existe
toujours des ions H3O+ et OH-, provenant d’une
autodissociation (on parle d’autoprotolyse)
de l’eau, faible mais effective. Dans ce cas, l’électro-neutralité de solution
impose l’égalité des quantités de matière des ions H3O+
et OH- en solution, donc l’égalité de leurs concentrations.
On a donc alors :
Ke = 10-14 = [H3O+ ]
D’où nous
pouvons déduire que [H3O+ ]=10-7
mol.L-1, soit pH égal à 7 pour une solution neutre. Nous comprenons
ainsi que la dépendance de l’échelle de pH vis-à-vis de la température est
simplement le reflet des relations qui lient température, constante d’équilibre
de l’autoprotolyse de l’eau et concentration H3O+. Notons
au passage que les faibles valeurs des concentrations en ions H3O+
et OH- autorisent à prendre
[H3O+ ] et [
OH- ] pour contributions dans l’expression de Ke.
Ainsi, si
la température augmente, on favorise la réaction vue plus haut vers la droite.
Donc la valeur du quotient de réaction à l’équilibre (c'est-à-dire la constante
de réaction) aura une valeur plus élevée, et la neutralité du pH sera fixée à
une valeur plus basse.
Prenons
par exemple le cas où la température vaut 347 °K (environ 75 °C), le produit
ionique de l’eau vaut alors k=10-12. Dans ce cas, on montre comme
précédemment que la neutralité du pH se trouve à pH=6. Dans toute la suite,
nous considérerons un produit ionique de l’eau égal à 10-14.
Par
ailleurs, nous avons vu que la contribution d’une espèce chimique solvatée au
quotient de réaction était égale à sa concentration, si celle-ci était
inférieur à 1 mol.L-1. Il s’ensuit que l’étude d’un système chimique
se complique si les concentrations en jeu sont supérieures à 1 mol.L-1.
Ceci est vrai en particulier pour les ions H3O+ et OH-.
En termes de pH, cela signifie que l’étude ne reste simple que si (fig.1)
|
| échelle de pH |
-[H3O+ ]< 1mol/L, donc pH>0,
-[ OH- ] <1 mol/L , donc [H3O+ ] >
1.10-14 mol/L, donc pH < 14.
En solution aqueuse, on se limitera donc toujours à des pH compris
entre 0 et 14.