Réaction acido-basiques :
1- Acides et bases :
Au sens de
Bronsted :
·
Un acide de AH est susceptible de libérer, en
solution aqueuse, un proton H+(aq)
AH(aq) = A-(aq)
+ H+(aq)
·
Une base B est susceptible de capter, en
solution aqueuse, un proton :
B(aq) + H+(aq)
= BH+(aq)
La notation
= indique que la réaction peut se produire dans les deux sens, dans l’un :
AH(aq) = A-(aq) +
H+(aq)le caractère acide de AH est mis en évidence,
tandis que dans l’autre sens :
A-(aq)
+ H+(aq) = AH(aq) le caractère basique de A-(aq)
apparaît.
Lorsqu’une
telle situation survient :
·
L’acide AH(aq) est dit
« faible » et la base A-(aq) est dite
« faible » ;
·
Le couple AH(aq)/A-(aq)est
un couple acide/base dans lequel A-(aq) est la base
conjuguée de AH(aq), lui-même acide conjugué de A-(aq) ;
·
La notation : AH(aq) =A-(aq)
+ H+(aq) s’appelle une demi-équation.
Entre deux
couples acide/base un transfert de proton H+ peut s’opérer entre
l’acide d’un couple et la base de l’autre couple. Considérons les couplesA1H(aq)/A-1(aq)
et A2H(aq)/A2-(aq), dont
les demi-équation :
A1H(aq)
= A1-(aq) + H+(aq)
A-2(aq)
+ H+(aq) = A2H(aq)
Conduisent à
l’équation de la réaction acido-basique :
A1H(aq)+
A-2(aq)àA1-(aq)
+ A2H(aq)
Le transfert
de proton peut être mis en évidence :
 |
|||
Certains
composés se comportent simultanément comme des acides ou des bases ; ce
sont des ampholytes. Il s’agit, notamment :
·
De l’eau, impliquée dans les couples :
H3O+/H2O pour sa forme
basique
H2O/OH-(aq) pour sa forme
acide
Les
demi-équations correspondantes, s’écrivent :
H3O+
= H2O + H+(aq)
OH-(aq)
+ H+(aq) = H2O
 |
Bilan: H3O+
+ OH-(aq)à 2H2O
·
de l’ion hydrogénocarbonate, impliqué dans les
couples :
CO2,H2O / HCO-3
(aq) pour sa forme basique
HCO3-(aq) / CO32-
pour sa forme acide
Les demi-équations correspondantes sont :
CO2,H2O = HCO-3 (aq) + H+(aq)
CO32-(aq) + H+(aq)
= HCO3-(aq)
 |
CO2,H2O +CO32-(aq)à 2HCO3-(aq)
Certains
acides sont « forts », ce qui signifie qu’ils libèrent
irréversiblement des ions H+. il s’agit notamment :
HCl(aq)à
H+(aq) +Cl-(aq)
Pour ces
acides, la notion de base conjuguée n’a que peu sens car l’ion formé (Cl-
ne peut pas capturer d’ion H+).
Dosages acido-basiques:
Un dosage a
pour but la détermination de la quantité de matière contenue dans une solution.
On distingue ainsi :
· * le réactif titré, qui est le réactif dont on
cherche la quantité,
· *le réactif titrant, qui est celui qui permet le
dosage par l’intermédiaire d’une réaction chimique.
Dans la
pratique, le réactif titrant est introduit dans une burette qui permet la
mesure du volume de solution titrant versé dans un bécher contenant au
préalable un volume connu de solution titré.
Soit un
volume Va d’une solution d’acide AH(aq) à la
concentration Ca (réactif titré) et soit une solution de base B(aq),
à la concentration Cb (réactif titrant), contenue dans une burette
permettant d’en introduire un volume V dans la solution titrée.
Les
demi-équations relatives aux couples acide/base AH/A- et BH+/B
conduit à l’équation bilan :
AH = A- +
H+
B + H+ =
BH+
 |
AH + B à
A- + BH+
La solution
titrée contient initialement na0 =ca x Va
moles d’acide AH(aq), tandis que le volume V introduit dans le
milieu réactionnel nb0 = cb x V moles de base
B(aq). Le bilan molaire de la réaction s’écrit par conséquent :
AH + B à A-
+ BH+
na0 +
nb0 0 0
n00-x nb0-x x
x
·
avant d’équivalence, l’acide est en excès, de
sorte que le milieu réactionnel est acide.
·
Après l’équivalence, B(aq) en excès
confère au milieu réactionnel son caractère basique.
Pour mettre
en évidence l’équivalence, on introduit dans le milieu réactionnel un
indicateur coloré qui change de couleur en fonction de la nature (acide ou
basique) de la de la solution. Parmi ceux-ci, on emploie fréquemment :
