Acides et bases — propriétés, pH et réactions

Un acide cède un proton ou augmente la concentration en hydronium dans l’eau. Une base capte un proton ou augmente la concentration en hydroxyde dans l’eau. C’est l’idée centrale derrière le pH, la neutralisation et la plupart des premiers exercices sur les acides et les bases.

Si vous ne retenez qu’un seul test, prenez celui-ci : dans les conditions indiquées, l’espèce cède-t-elle $H^+$ ou capte-t-elle $H^+$ ? Dans l’eau, cette même idée se traduit par un pH plus faible pour les solutions acides et un pH plus élevé pour les solutions basiques.

Qu’est-ce qu’un acide et qu’est-ce qu’une base ?

Deux définitions sont les plus importantes en chimie générale.

La définition d’Arrhenius est la plus simple pour la chimie en solution aqueuse. Un acide augmente $[H_3O^+]$ dans l’eau, et une base augmente $[OH^-]$ dans l’eau. C’est la représentation la plus pratique quand la question porte sur le pH ou sur une réaction de neutralisation classique.

La définition de Brønsted-Lowry est plus large. Un acide cède un proton, $H^+$, et une base capte un proton. Cela explique pourquoi beaucoup de réactions acide-base se comprennent mieux comme des transferts de proton.

Aucune de ces définitions n’est fausse. Utilisez la vision d’Arrhenius quand le problème concerne clairement des solutions aqueuses et le pH. Utilisez la vision de Brønsted-Lowry quand vous devez suivre quelle substance cède le proton et laquelle le capte.

Comment le pH est lié aux acides et aux bases

Dans les solutions aqueuses, le pH est une échelle pratique de l’acidité et de la basicité. Un pH plus faible signifie une concentration en hydronium plus élevée, donc la solution est plus acide. Un pH plus élevé signifie une concentration en hydronium plus faible, donc la solution est plus basique.

Pour des solutions aqueuses diluées proches de $25^\circ \mathrm{C}$, la règle habituelle en cours est :

• pH inférieur à $7$ : acide
• pH voisin de $7$ : neutre
• pH supérieur à $7$ : basique

Cette règle a des conditions. Une solution neutre n’a pas toujours exactement un pH de $7$, et des solutions très concentrées peuvent sortir de l’intervalle scolaire habituel de $0$ à $14$.

Ce qui se passe dans une réaction acide-base

Une réaction acide-base transfère un proton de l’acide vers la base. Dans de nombreux exemples en solution aqueuse, cela apparaît sous la forme d’une neutralisation.

Pour un acide fort et une base forte dans l’eau, l’équation ionique nette est :

$$H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2H_2O$$

Cette équation montre la transformation essentielle. L’ion hydronium et l’ion hydroxyde se combinent pour former de l’eau, donc la solution devient moins acide et moins basique qu’au départ.

Exemple résolu : réaction de HCl avec NaOH

Supposons que l’on mélange $25.0 \, \mathrm{mL}$ de HCl à $0.10 \, \mathrm{M}$ avec $25.0 \, \mathrm{mL}$ de NaOH à $0.10 \, \mathrm{M}$.

Dans ce cadre introductif, traitez les deux comme des électrolytes forts qui produisent complètement les espèces acides ou basiques dans l’eau. La quantité de matière de chacun vaut

$$n = MV = 0.10 \times 0.0250 = 0.00250 \, \mathrm{mol}$$

Le mélange commence donc avec des quantités égales d’acide et de base.

Les espèces acides et basiques réagissent selon un rapport $1:1$. Comme les quantités sont égales, aucun des deux côtés ne reste en excès après la neutralisation. Il reste principalement de l’eau ainsi que des ions spectateurs, $Na^+$ et $Cl^-$.

Dans ces conditions, la solution finale est approximativement neutre. L’idée essentielle n’est pas seulement « le pH vaut environ $7$ ». L’idée essentielle est que le pH final dépend de ce qu’il reste après l’étape de transfert de proton.

Si l’un des réactifs avait été en excès, la solution finale n’aurait pas été neutre. Cette condition compte davantage que le seul mot « neutralisation ».

Erreurs fréquentes sur les acides et les bases

Confondre acide fort et pH faible dans tous les cas

La force d’un acide et le pH sont liés, mais ce n’est pas la même chose. La force décrit à quel point un acide s’ionise complètement dans les conditions données. Le pH dépend aussi de la concentration.

Supposer que toute réaction acide-base se termine à pH 7

Cela n’est vrai que dans des cas précis, par exemple pour des quantités correspondantes d’un acide fort et d’une base forte dans le cadre aqueux introductif habituel. Les acides faibles, les bases faibles ou des quantités inégales changent le résultat.

Traiter le pH comme une propriété hors de l’eau sans préciser le système

Le pH s’emploie surtout pour les systèmes aqueux. Si le cadre n’est pas une solution aqueuse, il faut être plus prudent avant de décider si le pH est même le bon langage.

Penser que les bases sont toujours sans danger parce qu’elles sont « moins acides »

Les bases peuvent elles aussi être très réactives et corrosives. Acide ou basique ne veut pas dire inoffensif ou dangereux.

Où l’on utilise les idées acide-base

Les idées acide-base apparaissent dès qu’il faut raisonner sur la réactivité dans l’eau, le pH d’une solution, la neutralisation, les titrages, les solutions tampons, la chimie des sols, la digestion, les produits de nettoyage ou le contrôle des procédés industriels.

Elles relient aussi plusieurs thèmes de chimie que les élèves apprennent souvent séparément. Une fois que les acides, les bases et le transfert de proton sont compris ensemble, le pH, les tampons et les courbes de titrage deviennent beaucoup plus faciles à lire.

Essayez un cas similaire

Essayez votre propre version avec des quantités inégales, par exemple $25.0 \, \mathrm{mL}$ de HCl à $0.10 \, \mathrm{M}$ mélangés avec $20.0 \, \mathrm{mL}$ de NaOH à $0.10 \, \mathrm{M}$. Commencez par déterminer quel réactif reste en excès, puis prévoyez si la solution finale sera acide ou basique avant de calculer quoi que ce soit.