Acides et bases
Comprendre les acides et les bases selon Brønsted, écrire des demi-équations et des équations de réactions acide-base, reconnaître les couples usuels et les espèces amphotères.
Environ 35 minutes
- Définir un acide et une base selon Brønsted comme donneur et accepteur d'ion H+.
- Écrire la demi-équation d'un couple acide/base en respectant la conservation des atomes et des charges.
- Écrire l'équation d'une réaction acide-base comme un transfert d'ion H+ entre deux couples.
- Identifier les couples de l'eau, de l'acide carbonique, des acides carboxyliques et des amines.
- Représenter en formule semi-développée et en schéma de Lewis un acide carboxylique, un carboxylate, une amine et un ion ammonium.
- Reconnaître et justifier le caractère amphotère d'une espèce.
Le vinaigre pique, l'ammoniac des produits ménagers irrite, et l'eau gazeuse change de goût selon le dioxyde de carbone qu'elle contient. Une même idée relie ces situations : l'échange d'un ion H+.
Dans ce chapitre, tu apprends à décrire les acides et les bases avec le modèle de Brønsted. Tu vas écrire des demi-équations puis des équations de réaction, reconnaître les couples que l'on rencontre le plus souvent, et lire la structure d'une molécule pour prévoir son rôle acide ou basique. Le pH n'est abordé ici qu'en aperçu : l'essentiel est de savoir modéliser un transfert d'ion H+, et de vérifier à chaque fois les atomes et les charges.
Acide, base et couple selon Brønsted
Selon Brønsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène H+, et une base est une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène H+. L'ion H+ correspond à un atome d'hydrogène qui a perdu son électron : on l'appelle aussi proton. Ces définitions décrivent un rôle, pas une famille fixe de substances : c'est le comportement dans une réaction qui compte.
En solution aqueuse, un proton est solvaté : on le représente par l’ion oxonium H3O+ lorsqu’il est porté par l’eau. H+ reste une notation formelle dans les demi-équations. Un transfert direct entre un acide et une base peut s’écrire sans faire intervenir l’eau dans le bilan.
Quand un acide AH cède un ion H+, il se transforme en une espèce A− capable de recapter cet ion : c'est sa base conjuguée. L'acide et sa base forment un couple acide/base, noté AH/A−. Les deux espèces d'un couple sont reliées par la demi-équation AH ⇌ A− + H+. La base possède un ion H+ de moins que l'acide, donc sa charge est inférieure d'une unité à celle de l'acide. Pour le couple NH4+/NH3, l'acide porte la charge +1 et la base est neutre.
Vocabulaire
- Acide de Brønsted :
- Espèce chimique susceptible de céder un ion H+.
- Base de Brønsted :
- Espèce chimique susceptible de capter un ion H+.
- Couple acide/base :
- Ensemble formé par un acide et sa base conjuguée, qui diffèrent d'un ion H+ ; il se note acide/base.
- Ion oxonium :
- Ion H3O+, forme sous laquelle l'ion H+ est pris en charge par l'eau en solution aqueuse.
- Demi-équation acido-basique :
- Écriture formelle AH ⇌ A− + H+ d'un couple acide/base.
Exemple résolu
Une solution désodorisante contient de l'ion méthylammonium CH3NH3+, associé à la méthylamine CH3NH2. Le vinaigre contient de l'acide éthanoïque CH3COOH, associé à l'ion éthanoate CH3COO−. Écrire la demi-équation de chaque couple et indiquer, dans chacune, l'acide et la base.
- Étape 1 : Repérer, dans chaque couple, l'espèce qui possède un H de plus : CH3NH3+ pour le premier couple, CH3COOH pour le second. C'est l'acide.
- Étape 2 : Écrire l'acide à gauche, la base à droite, puis ajouter H+ du côté de la base : CH3NH3+ ⇌ CH3NH2 + H+ et CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+.
- Étape 3 : Vérifier les atomes pour le premier couple : à gauche C1 H6 N1, à droite C1 H5 N1 plus H1, soit C1 H6 N1. Vérifier les charges : +1 à gauche, 0 + (+1) = +1 à droite.
- Étape 4 : Vérifier le second couple : à gauche C2 H4 O2, à droite C2 H3 O2 plus H1, soit C2 H4 O2. Charges : 0 à gauche, −1 + 1 = 0 à droite.
Résultat : Couple CH3NH3+/CH3NH2 : CH3NH3+ ⇌ CH3NH2 + H+, avec CH3NH3+ acide et CH3NH2 base. Couple CH3COOH/CH3COO− : CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+, avec CH3COOH acide et CH3COO− base.
Piège à éviter : Écrire la base sans charge dans un couple comme CH3COOH/CH3COO−, ou oublier la charge de H+. Une demi-équation fausse sur les charges est fausse même si les atomes semblent bien comptés.
Transfert d'ion H+ et équation de réaction acide-base
Une réaction acide-base est un transfert d'ion H+ : l'acide d'un premier couple cède H+ à la base d'un second couple. Si les couples sont A1H/A1− et A2H/A2−, l'équation s'écrit A1H + A2− ⇌ A1− + A2H. Pour l'obtenir, on écrit la demi-équation du couple de l'acide dans le sens où il cède H+, celle du couple de la base dans le sens où elle capte H+, puis on additionne et on simplifie les ions H+, qui n'apparaissent pas dans l'équation finale.
La double flèche signifie que la transformation peut conduire à un état d'équilibre, où réactifs et produits coexistent. Selon les couples, la réaction peut avancer peu ou beaucoup : on ne présume pas qu'elle soit totale, et cette question est traitée avec les constantes et le pH.
L'eau intervient dans deux couples : H3O+/H2O, avec H3O+ ⇌ H2O + H+, et H2O/HO−, avec H2O ⇌ HO− + H+. Elle est donc une base dans le premier couple et un acide dans le second : c'est une espèce amphotère, c'est-à-dire à la fois acide et base. Deux molécules d'eau peuvent d'ailleurs échanger un ion H+ entre elles : 2 H2O ⇌ H3O+ + HO−.
Deux équations de référence. Avec l'acide éthanoïque, l'eau joue le rôle de base : CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO− + H3O+. Avec l'ammoniac, l'eau joue le rôle d'acide : NH3 + H2O ⇌ NH4+ + HO−. Dans la première, les charges valent 0 à gauche et −1 + 1 = 0 à droite. Dans la seconde, elles valent 0 à gauche et +1 − 1 = 0 à droite. Les atomes se conservent aussi : on compte C2 H6 O3 de chaque côté pour la première, N1 H5 O1 pour la seconde.
Exemple résolu
On mélange du vinaigre, qui contient de l'acide éthanoïque CH3COOH, et une solution d'ammoniac NH3. Les couples en présence sont CH3COOH/CH3COO− et NH4+/NH3. Écrire l'équation de la réaction acide-base entre CH3COOH et NH3.
- Étape 1 : Identifier l'acide qui réagit : CH3COOH. Identifier la base qui réagit : NH3.
- Étape 2 : Écrire la demi-équation de l'acide dans le sens de la cession : CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+.
- Étape 3 : Écrire la demi-équation de la base dans le sens de la capture : NH3 + H+ ⇌ NH4+.
- Étape 4 : Additionner : CH3COOH + NH3 + H+ ⇌ CH3COO− + H+ + NH4+, puis simplifier H+ : CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO− + NH4+.
- Étape 5 : Vérifier : atomes C2 H7 N1 O2 de chaque côté ; charges 0 à gauche et −1 + 1 = 0 à droite.
Résultat : CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO− + NH4+. Il y a un seul transfert d'ion H+, de CH3COOH vers NH3.
Piège à éviter : Faire intervenir l'eau ou H3O+ alors qu'elle ne réagit pas ici, ou laisser H+ dans l'équation finale. Quand on connaît les deux espèces qui réagissent, c'est entre elles que le transfert s'écrit.
Couples usuels et structures des molécules
Un acide carboxylique possède le groupe carboxyle COOH et se note R–COOH. Sa base conjuguée est l'ion carboxylate R–COO−. En formule semi-développée, l'acide éthanoïque s'écrit CH3–COOH et l'ion éthanoate CH3–COO−. En schéma de Lewis, l'atome de carbone du groupe est lié par une double liaison à un premier oxygène et par une simple liaison à un second oxygène, lui-même lié à l'hydrogène. Chaque oxygène porte deux doublets non liants. Dans le carboxylate, cet oxygène n'a plus d'hydrogène : il porte trois doublets non liants et la charge négative.
Une amine, comme la méthylamine CH3–NH2, possède un atome d'azote lié à trois atomes et porteur d'un doublet non liant. Ce doublet permet de capter un ion H+ : l'amine est une base. Son acide conjugué est l'ion ammonium substitué, ici CH3–NH3+. Dans ce dernier, l'azote est lié à quatre atomes, ne porte plus de doublet non liant et porte la charge positive. L'ammoniac NH3 et l'ion ammonium NH4+ suivent le même schéma.
Couples à reconnaître
| Famille | Acide | Base conjuguée | Demi-équation | Repère de structure |
|---|---|---|---|---|
| Acide carboxylique | CH3COOH | CH3COO− | CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ | Groupe COOH devenant COO− |
| Amine | CH3NH3+ | CH3NH2 | CH3NH3+ ⇌ CH3NH2 + H+ | Doublet non liant sur l'azote de la base |
| Acide carbonique | H2CO3 | HCO3− | H2CO3 ⇌ HCO3− + H+ | Premier couple du dioxyde de carbone dissous |
| Hydrogénocarbonate | HCO3− | CO3²− | HCO3− ⇌ CO3²− + H+ | Espèce amphotère |
| Eau (acide) | H2O | HO− | H2O ⇌ HO− + H+ | Espèce amphotère |
| Eau (base) | H3O+ | H2O | H3O+ ⇌ H2O + H+ | Espèce amphotère |
Exemple résolu
L'hydrogénocarbonate de sodium, utilisé en cuisine, libère des ions HCO3− en solution. Les couples sont H2CO3/HCO3− et HCO3−/CO3²−. Montrer que HCO3− est amphotère en écrivant ses réactions avec l'eau, d'abord comme acide, puis comme base.
- Étape 1 : Rôle d'acide : HCO3− cède H+ dans le couple HCO3−/CO3²−. L'eau capte H+ dans le couple H3O+/H2O. Équation : HCO3− + H2O ⇌ CO3²− + H3O+.
- Étape 2 : Vérifier cette équation : atomes C1 H3 O4 de chaque côté ; charges −1 à gauche et −2 + 1 = −1 à droite.
- Étape 3 : Rôle de base : HCO3− capte H+ dans le couple H2CO3/HCO3−. L'eau cède H+ dans le couple H2O/HO−. Équation : HCO3− + H2O ⇌ H2CO3 + HO−.
- Étape 4 : Vérifier cette équation : atomes C1 H3 O4 de chaque côté ; charges −1 à gauche et 0 + (−1) = −1 à droite.
- Étape 5 : Conclure : HCO3− appartient à deux couples, en position de base dans l'un et d'acide dans l'autre.
Résultat : HCO3− est amphotère. Acide : HCO3− + H2O ⇌ CO3²− + H3O+. Base : HCO3− + H2O ⇌ H2CO3 + HO−.
Piège à éviter : Écrire que HCO3− se transforme en H2CO3 en gagnant H+ sans préciser qui cède cet ion. Une base ne capte H+ que si un acide le lui cède : ici, c'est l'eau, par le couple H2O/HO−.
À toi d'essayer
L'acide lactique CH3–CH(OH)–COOH a pour base conjuguée l'ion lactate CH3–CH(OH)–COO−. Écris la demi-équation du couple, la réaction avec l'eau, puis représente le groupe carboxylate dans un schéma de Lewis en précisant les doublets non liants des deux oxygènes.
Coup de pouce : Repère le groupe COOH, puis enlève son H acide. Dans le carboxylate, l'oxygène qui perd H porte la charge négative.
Voir la réponseMasquer la réponse
CH3–CH(OH)–COOH ⇌ CH3–CH(OH)–COO− + H+. Avec l'eau : CH3–CH(OH)–COOH + H2O ⇌ CH3–CH(OH)–COO− + H3O+. Dans un schéma de Lewis possible du groupe carboxylate, le carbone est lié par une double liaison à un oxygène qui porte deux doublets non liants, et par une liaison simple à l'oxygène chargé négativement qui porte trois doublets non liants. Les charges se conservent.
Aperçu du pH et méthode de rédaction
En solution aqueuse, la quantité d'ions oxonium renseigne sur le caractère acide ou basique de la solution. On la résume par le pH, défini pour une solution diluée par pH = −log([H3O+]/c°), avec c° = 1 mol·L⁻¹. Plus la concentration en ions oxonium est grande, plus le pH est petit. À 25 °C, une solution de pH inférieur à 7 est dite acide, et une solution de pH supérieur à 7 est dite basique. Ce chapitre ne demande pas de calcul de pH : retiens seulement le lien qualitatif entre H3O+ et pH.
Au bac : écrire et justifier une équation acide-base
- Dans une situation contextualisée, repère les espèces présentes et les couples fournis.
- Écris les deux demi-équations dans le sens du transfert de H+, puis simplifie cet ion dans l'équation-bilan.
- Vérifie la conservation des atomes et des charges et choisis une flèche cohérente avec les données.
- Conclus en nommant l'acide, la base et le sens du transfert ; relie si besoin l'équation à une observation ou une mesure.
- Laisser H+ dans l'équation finale d'une réaction acide-base. Cet ion n'y apparaît pas isolé : il est transféré d'une espèce à une autre.
- Confondre les deux espèces d'un couple : l'acide est celui qui possède le H en plus.
- Oublier les charges, notamment dans CO3²−, ou compter les charges sans tenir compte des coefficients.
- Dire qu'une espèce est toujours acide ou toujours basique, alors que le rôle dépend du partenaire : l'eau et HCO3− sont amphotères.
À toi d'essayer
Le jus de citron contient des ions oxonium H3O+. On l'utilise pour atténuer l'odeur de poisson, due à des amines comme la méthylamine CH3NH2. Écris l'équation de la réaction entre CH3NH2 et H3O+, indique le couple de chaque espèce, vérifie atomes et charges, et explique en une phrase pourquoi l'amine devient moins volatile sous la forme obtenue.
Coup de pouce : Montre d'abord que CH3NH2 est la base, via son doublet non liant sur l'azote. L'acide qui réagit est celui du couple H3O+/H2O.
Correction détaillée pas à pasDans ce chapitre : 2 corrections détaillées.
À toi d'essayer
Un engrais contient des ions ammonium NH4+. Dans un sol où l'on trouve des ions hydroxyde HO−, on observe une odeur d'ammoniac. Écris l'équation de la réaction entre NH4+ et HO−, précise les couples mis en jeu, puis explique pourquoi l'eau est qualifiée d'espèce amphotère à partir de tes écritures.
Coup de pouce : Écris les demi-équations NH4+ ⇌ NH3 + H+ et HO− + H+ ⇌ H2O, puis additionne en simplifiant H+.
Correction détaillée pas à pasDans ce chapitre : 2 corrections détaillées.
À retenir
- Un acide de Brønsted cède un ion H+ ; une base de Brønsted capte un ion H+.
- Un couple acide/base est lié par la demi-équation AH ⇌ A− + H+, avec conservation des atomes et des charges.
- H3O+ représente le proton porté par l’eau ; H+ est utilisé formellement dans les demi-équations.
- Une réaction acide-base est un transfert d'ion H+ de l'acide d'un couple vers la base d'un autre couple.
- Les couples de l'eau sont H3O+/H2O et H2O/HO− : l'eau est une espèce amphotère.
- CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO− + H3O+ et NH3 + H2O ⇌ NH4+ + HO− sont deux équations de référence.
- Le système carbonique fait intervenir les couples H2CO3/HCO3− et HCO3−/CO3²− : HCO3− est amphotère.
- Un acide carboxylique R–COOH donne un carboxylate R–COO− ; une amine R–NH2, à doublet non liant sur l'azote, donne un ion ammonium R–NH3+.
- Le pH, défini par pH = −log([H3O+]/c°) en solution diluée, renseigne sur le caractère acide ou basique d'une solution.
Fiche de révision
Commence par chercher qui donne le proton et qui le reçoit dans la situation étudiée. Pour CH3COOH + NH3, l'acide est CH3COOH et la base est NH3.
Pour trouver une base conjuguée, retire H+ à l'acide et diminue sa charge d'une unité : NH4+ devient NH3. Fais l'opération inverse pour obtenir l'acide conjugué.
Écris les deux demi-équations, additionne-les, puis élimine H+. Contrôle séparément les atomes et les charges : CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO− + NH4+ conserve une charge totale nulle.
Dans une réaction avec l'eau, précise son rôle : elle devient H3O+ lorsqu'elle capte H+, et HO− lorsqu'elle cède H+.
Pour un groupe carboxyle, le schéma de Lewis montre une liaison C=O et une liaison C–O–H ; après la cession du proton, l'oxygène simplement lié porte la charge négative dans une représentation possible du carboxylate.
Questions fréquentes
Quelle différence y a-t-il entre H+ et H3O+ ?
H+ désigne formellement le proton échangé dans une demi-équation. En solution aqueuse, ce proton est solvaté et peut être représenté par H3O+. Un bilan de transfert direct entre un acide et une base ne fait pas nécessairement intervenir l’eau.
Comment reconnaître l'acide et la base d'un couple ?
L'acide est l'espèce qui possède un ion H+ de plus que l'autre. Il porte donc une charge supérieure d'une unité à celle de sa base conjuguée. Pour NH4+/NH3, NH4+ est l'acide.
Pourquoi utilise-t-on une double flèche ?
Parce que la transformation peut conduire à un état d'équilibre où réactifs et produits sont présents. Une flèche simple doit être justifiée par l'énoncé, jamais supposée.
Qu'est-ce qu'une espèce amphotère ?
C'est une espèce qui est la base d'un couple et l'acide d'un autre couple. L'eau (H3O+/H2O et H2O/HO−) et l'ion HCO3− (H2CO3/HCO3− et HCO3−/CO3²−) en sont des exemples.
Comment écrire une équation sans me tromper sur les charges ?
Écris d'abord les demi-équations, additionne-les, simplifie H+, puis calcule la charge totale de chaque membre en tenant compte des coefficients. Les deux totaux doivent être égaux.
Et maintenant ?
Tu as lu le cours. L’étape suivante tient en une action.
Relis le coursReprends l’essentiel avant de passer à la suite.Prolonge l’expérience !
Continue à explorer ce chapitre à travers de nouvelles activités, des défis et des expériences interactives. Avec Premium, l’apprentissage continue !
Ici, tu débloques aussi 2 corrections détaillées.
Parent ? Suivez les progrès de votre enfant.
