Transformation acide-base et pH

1. Les acides et les bases

a) Définitions

• Acide : espèce chimique capable de céder au moins un ion hydrogène $H^+$ (proton).
  Réaction générale :
  $\mathrm{AH_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H^+}$
  Exemple : acide éthanoïque
  $\mathrm{CH_3COOH_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + H^+}$

• Base : espèce chimique capable de capter au moins un ion hydrogène $H^+$.
  Réaction générale :
  $\mathrm{A^-_{(aq)} + H^+ \rightarrow AH_{(aq)}}$
  Exemple : ion éthanoate
  $\mathrm{CH_3COO^- + H^+ \rightarrow CH_3COOH}$

b) Couple acide-base

• Un couple acide-base est formé par un acide et sa base conjuguée, liés par la perte ou le gain d’un ion $H^+$.
• Notation : $(\mathrm{AH}/\mathrm{A^-})$
• Lors d’une réaction acide-base, il y a un transfert d’ion $H^+$ entre un acide et une base.

2. Quelques couples acide-base importants

• L’eau est amphotère : peut agir comme acide ou base selon le contexte.

3. Le pH d’une solution

• Le pH mesure l’acidité d’une solution, lié à la concentration en ions oxonium $\mathrm{H_3O^+}$ (ou $H^+$).

• Définition :
  $\mathrm{pH} = -\log_{10} [\mathrm{H_3O^+}]$
  où $[\mathrm{H_3O^+}]$ est la concentration molaire en ions oxonium (en mol·L⁻¹).

• Relation inverse :
  $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$

• Le pH varie généralement entre 0 et 14 :

  • pH < 7 : solution acide
  • pH = 7 : solution neutre
  • pH > 7 : solution basique

À retenir : Un acide cède un ion $H^+$, une base le capte ; le pH mesure la concentration en ions $H^+$ selon $pH = -\log [H_3O^+]$.

1. Ion hydrogène et ion oxonium

• Ion hydrogène H⁺ n'existe pas libre en solution aqueuse ; il est toujours hydraté.

• En solution, H⁺ s'associe à une molécule d'eau pour former l'ion oxonium H₃O⁺ :

  $$H^+ + H_2O (l) \rightarrow H_3O^+ (aq)$$

• Les écritures avec H⁺ sont formelles et illustrent le transfert d'un proton, mais ne représentent pas une réaction réelle avec H⁺ libre.

2. Couple acide-base

• Un couple acide-base est formé par deux espèces conjuguées, notées $AH$ (acide) et $A^-$ (base).

• Ces espèces sont reliées par un transfert d'ion hydrogène selon la demi-équation :

  $$AH \rightleftharpoons A^- + H^+$$

• Exemple : couple acide éthanoïque / ion éthanoate

  $$CH_3COOH (aq) \rightleftharpoons CH_3COO^- (aq) + H^+$$

3. Couples acide-base remarquables

• L'eau est une espèce amphotère : elle peut agir comme acide ou base selon les espèces présentes.

L'eau est amphotère : elle peut céder ou capter un proton selon le contexte chimique.

1. Réactions acide-base : couples et espèces

a) Acide carbonique et ses bases conjuguées

• Acide carbonique : $H_2CO_3(aq)$, instable, se déshydrate en $CO_2(aq)$ et $H_2O(l)$
  $H_2CO_3(aq) \rightarrow CO_2(aq) + H_2O(l)$
  On préfère souvent noter $CO_2(aq), H_2O(l)$ à la place de $H_2CO_3(aq)$.

• Bases conjuguées :

  • Base conjuguée de $H_2CO_3$ : ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$
  • Base conjuguée de $HCO_3^-$ : ion carbonate $CO_3^{2-}$

• Ion hydrogénocarbonate $HCO_3^-$ est amphotère : il peut agir comme acide ou base.

b) Couples des acides carboxyliques

• Un acide carboxylique de formule $RCOOH(aq)$ cède un ion $H^+$ pour former l'ion carboxylate $RCOO^-(aq)$ :
  $RCOOH(aq) = RCOO^-(aq) + H^+$

• Nomenclature :

  • Le nom de l'acide carboxylique remplace la terminaison "-ane" des alcanes par "-oïque" précédé de "acide" (ex : acide éthanoïque).
  • Le nom de la base conjuguée (ion carboxylate) remplace "-oïque" par "-oate" (ex : éthanoate).

c) Rôle de l'eau dans les réactions acide-base

• L'eau $H_2O$ appartient à deux couples :
  • $H_3O^+(aq) / H_2O(l)$ où $H_2O$ est base
  • $H_2O(l) / HO^-(aq)$ où $H_2O$ est acide

d) Mécanisme de libération du proton $H^+$ par un acide carboxylique

• L'oxygène, plus électronégatif que l'hydrogène, attire le doublet liant de la liaison O-H.
• Cela facilite le départ du proton $H^+$, laissant un doublet non liant sur l'oxygène, formant ainsi l'ion carboxylate.

À retenir : Un acide cède un proton $H^+$, sa base conjuguée est la forme déprotonée. L'ion hydrogénocarbonate est amphotère, pouvant agir comme acide ou base.

1. Le pH d'une solution

Le pH est une grandeur sans unité qui mesure l'acidité d'une solution, liée à la concentration en ions oxonium $H_3O^+$.

a) Définition du pH

Pour une solution diluée (concentration en $H_3O^+$ inférieure à 0,05 mol/L), le pH est défini par :

$$\boxed{ pH = -\log \left( \frac{[H_3O^+]}{c^\circ} \right) }$$

• $[H_3O^+]$ : concentration en ions oxonium en mol/L
• $c^\circ = 1\,mol/L$ : concentration standard

b) Relation inverse

Connaissant le pH, on peut retrouver la concentration en ions oxonium :

$$[H_3O^+] = c^\circ \times 10^{-pH}$$

c) Remarques importantes

• Le pH se mesure avec un pH-mètre, du papier pH ou un indicateur coloré.
• Le pH augmente quand la concentration en $H_3O^+$ diminue, et inversement.
• La réaction acide-base implique un transfert de protons $H^+$ entre un acide et une base, mais l'ion $H^+$ n'apparaît pas dans l'équation finale.

d) Propriétés des logarithmes utiles

• $\log (a \times b) = \log a + \log b$
• $\log 1 = 0$
• $\log 10 = 1$
• Si $x = \log a$ alors $a = 10^x$

Le pH est une mesure logarithmique de la concentration en ions oxonium, reflétant l'acidité d'une solution.