Réaction acido-basique

Une réaction acido-basique est une réaction dans laquelle on observe le «transfert» d'un ou plusieurs ions H + en solution aqueuse.

Théorie acido-basique d'Arrhénius

Un acide est une substance capable de se dissocier en libérant des ions H⁺ (protons) en solution aqueuse. En réalité, les proton H⁺ libres ne sont pas présents en solution, mais se lient des molécules d'eau pour former des ions hydronium H₃O⁺.

Une base est une substance capable de capter un ou plusieurs protons H⁺v libérer l'ion hydroxyde, OH-

Théorie acido-basique de Brønsted-Lowry

Article détaillé : Théorie de Brønsted-Lowry.

On nomme acide au sens de Brønsted toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons H⁺. A titre d'exemple, l'acide acétique ou éthanoïque de formule chimique CH₃CO₂H est capable de céder un proton H⁺. Il s'agit par conséquent d'un acide au sens de Brønsted.

On nomme base au sens de Brønsted toute espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H⁺. A titre d'exemple, l'ion acétate CH₃CO₂^- est capable de capter un proton H⁺ pour donner l'acide éthanoïque. Il s'agit par conséquent d'une base au sens de Brønsted.

Dans le cadre de cette théorie, les acides sont reconnaissables en solution aqueuse par un pH inférieur à 7 et les bases par un pH supérieur à 7.

Les acides et les bases peuvent être regroupés en couples acide/base. En effet, un acide perdant un proton H⁺ produit une espèce capable d'en capter un nommée base conjuguée.

Exemples

CH₃CO₂H/CH₃CO₂^-
NH₄⁺/NH₃
C₂H₅CO₂H/C₂H₅CO₂^-

La réaction Acide = Base + H⁺ est une réaction équilibrée dont la constante d'équilibre K_a est notée souvent sous la forme logarithmique négative (-log₁₀ (K_a) = pKa). Plus le pKa est élevé, plus l'acide est faible. Un acide fort est un acide dont le pKa est < 0.

Quelquefois, suivant les réactions, certains corps peuvent se comporter comme des acides ou des bases. Ces corps sont des ampholytes. On dit aussi qu'ils ont un caractère amphotère. L'eau par exemple est un ampholyte. En effet, deux couples acide/base sont envisageables :

H₂O/HO^- (pKa = 14)
H₃O⁺/H₂O (pKa=0)

La réaction acido-basique

Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base : Le couple acide₁/base₁ et le couple acide₂/base₂. Pour écrire l'équation de la réaction qui a lieu entre les deux couples, on fait en premier lieu les demi-équations associées, puis on les additionne de manière à ne plus avoir de proton $H +$ :

$a c i d e 1 = b a s e 1 + n H +$
$b a s e 2 + n H + = a c i d e 2$
$a c i d e 1 + b a s e 2 - - > b a s e 1 + a c i d e 2$ (cette équation est dite une «équation-bilan»)

Exemple

On met en présence une solution acide de chlorure d'ammonium (NH₄⁺_(aq), Cl^-_(aq)) et une solution basique de soude (Na⁺_(aq), HO^-_(aq)). On observe alors un dégagement gazeux d'ammoniac NH₃. Les ions Na⁺_(aq) et Cl^-_(aq) ne participent pas à la réaction : ce sont des ions spectateurs. Il y a par conséquent eu un transfert de proton de l'acide NH₄⁺ vers la base HO^-. On écrit alors :

NH₄⁺ = NH₃ + H⁺

OH^- + H⁺ = H₂O

On a par conséquent NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq) $- - >$ NH_{3 (g)} + H₂O_(l). C'est l'équation-bilan de la réaction acido-basique. La position de l'équilibre est dépendante des valeurs de pKa des couples concernés. Dans le cas présent, pKa (H₂O/OH^-) >pKa (NH₄⁺/NH₃) par conséquent la réaction est déplacée vers la droite (NH₃ est une base faible).

Quelques couples acide-base

Tous les couples acide-base s'écrivent sous la forme acide/base.

Couple acide-base	Acide	Base
ion hydrogénophosphate / ion phosphate	HPO₄^2-	PO₄^3-
ion diméthylammonium / ion diméthylamine	(CH₃) ₂NH₂⁺	(CH₃) ₂NH
ion méthylammonium / ion méthylamine	CH₃NH₃⁺	CH₃NH₂
ion hydrogénocarbonate / ion carbonate	HCO₃^-	CO₃^2-
phénol / ion phénolate	C₆H₅OH	C₆H₅O^-
ion ammonium / ammoniac	NH₄⁺	NH₃
acide borique / ion borate	H₃BO₃	H₂BO₃^-
acide hypochloreux / ion hypochlorite	HCIO	CIO^-
ion hydrogénosulfite / ion sulfite	HSO₃^-	SO₃^2-
dioxyde de carbone / ion hydrogénocarbonate	CO₂, H₂O	HCO₃^-
acide propanoïque / ion propanoate	C₂H₅COOH	C₂H₅COO^-
acide acétique / ion acétate	CH₃COOH	CH₃COO^-
acide ascorbique / ion ascorbate	C₆H₈O₆	C₆H₇O₆^-
acide formique / ion formiate	HCOOH	HCOO^-
acide acétylsalicylique / ion acétylsalicylate	C₈O₂H₇COOH	C₈O₂H₇COO^-
acide nitreux / ion nitrite	HNO₂	NO₂^-
acide fluorhydrique / ion fluorure	HF	F^-
dioxyde de soufre / ion hydrogénosulfite	SO₂, H₂O	HSO₃^-
acide éthanoïque / ion éthanoate	CH₃COOH_(aq)	CH₃COO^-_(aq)
acide nitrique / ion nitrate	HNO₃	NO₃^-
ion oxonium / eau	H₃O⁺	H₂O
eau / ion hydroxyde	H₂O	HO^-

Théorie acido-basique de Lewis

Un acide est toute espèce qui peut accepter une paire d'électrons offerte par une autre espèce chimique lors d'une réaction. Un acide de Lewis est un accepteur d'électrons (électrophile)

Un acide de Lewis est caractérisé par :

1) une fraction de charge positive sur l'atome central (due à la forte électronégativité des atomes liés à ce centre) 2) la capacité d'accepter une paire d'électron supplémentaire. Exemples : BF3, H+, AlH3

Une base est toute espèce qui possède une paire d'électron non-liante et qui peut offrir une paire d'électrons à une autre espèce chimique lors d'une réaction. Une base de Lewis est par conséquent un donneur d'électrons. (nucléophile)

Exemples : NH3 (1 paire non-liante), OH2 (2 paires non-liantes), OH- (1 paire non-liante)

Réaction de BF3 (acide de Lewis, le Bore porte une charge partielle positive à cause de la très grande électronégativité des fluors qui captent vers eux les électrons du bore et NH3 est la base, car l'atome d'azote porte une paire d'électrons non-liants.

Remarques :

Le solvant joue fréquemment le rôle de l'acide ou de la base, ou à la fois de l'acide et de la base. L'eau et les solvants polaires peuvent agir soit comme base ou comme acide parce qu'ils ont des sites acidiques et basiques dans leur structure moléculaire : L'eau peut agir comme base en offrant le partage d'une paire d'électrons libres qu'on y trouvait sur l'atome O, et comme acide par le biais d'éventuelles liaisons hydrogènes.. Le modèle proposé par Brönsted apparaît ici comme un cas spécifique de la théorie de Lewis. En effet, H+ sera l'électrophile et OH- le nucléophile

Articles détaillés : Acide de Lewis et Base de Lewis.

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