Equilibres acide-base




La réaction
acide - base
 La réaction acide-base

Acides et bases

 Un acide est une espèce chimique susceptible de céder un proton H+


CH3COOH = CH3COO– + H+




 Une base est une espèce chimique susceptible de recevoir un proton H+


CH3COOH = CH3COO– + H+




Acide = Base + H+



 L’acide et la base reliés par l’équation ci-dessus sont dit conjugués.

 Ils constituent un couple acide/base noté AH/A–.
 La réaction acide-base

Polyacides et polybases


 Un polyacide est une espèce chimique susceptible de céder plusieurs protons H+

H2SO4 = SO42– + 2 H+




 Une polybase est une espèce chimique susceptible de recevoir plusieurs protons H+


H3PO4 = PO43– + 3 H+
 La réaction acide-base

Ampholyte

 Un ampholyte (ou espèce amphotère) est une espèce chimique qui peut se comporter comme une
base ou un acide. L’eau est un exemple d’ampholyte


H2O = HO– + H+


H3O+ = H2O + H+
 La réaction acide-base

Produits acides et basiques de la vie courante

Produits acides Produits basiques




NaOH NH3




H3PO4
PO43–
CH3COOH
 La réaction acide-base

La réaction acide-Base

 Les protons n’existent pas tels quel en solution. Ainsi un acide ne pourra céder un proton que si une
base peut l’accepter.

 La réaction de transfert de proton est appelée réaction acide-base.



acide 1 + base 2 = acide 2 + base 1



CH3COOH + NH3 = NH4+ + CH3COO–

Couples acide-base : CH3COOH/CH3COO– et NH4+/NH3




 L’eau peut intervenir à la fois comme acide et comme base dans une réaction acide-base (réaction
d’autoprotolyse de l’eau)

H2O + H2O = H3O+ + HO– Ke = [H3O+].[HO–] = 10-14 (à 25°C)

Constante d’autoprotolyse de l’eau
 La réaction acide-base

Les pluies acides




Formation d’acide nitrique Formation d’acide sulfurique

2 NO + O2 = 2 NO2 2 SO2 + O2 = 2 SO3
3 NO2 + H2O = 2 HNO3 + NO SO3 + H2O = H2SO4
 La réaction acide-base

Les pluies acides

 Conséquences sur la végétation :  Conséquences sur les bâtiments :
décoloration des feuilles, pertes des épines, dégradation d’édifices construits avec des
dissolution des éléments nutritifs du sol. pierres calcaires.




 Disparition des poissons de certains lacs Modification de la faune environnante

 Corrosion des métaux
 La réaction acide-base

Force des acides et des bases

 Un acide fort est totalement dissocié en solution. Il réagit avec l’eau de manière totale :

HCl  Cl– + H+



 Un acide faible est partiellement dissocié en solution. Il réagit avec l’eau de manière partielle :

CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+




 Une base forte est totalement protonée en solution. Elle réagit avec l’eau de manière totale :

C2H5O– + H+  C2H5OH



 Une base faible est partiellement protonée en solution. Elle réagit avec l’eau de manière partielle :

CH3COO– + H+ ⇄ CH3COOH
 La réaction acide-base

Constante d’acidité KA

 La force d’un acide faible ou d’une base faible est caractérisée par la constante d’équilibre de sa réaction
avec l’eau. Cette constante d’équilibre est appelée constante d’acidité, notée KA.



AH(aq) + H2O = A–(aq) + H3O+(aq)




KA 
A  .H O 

eq 3

eq

AHeq

pKA = -log KA




Couple CH3COOH/CH3COO– : pKA = 4,8

Couple NH4+/NH3 : pKA = 9,2
 La réaction acide-base

pKA
Echelle de pKA

Bases Acides



12,4
PO43– HPO42–

10,3
CO32– HCO3–
9,2
NH3 NH4+

7,2
Force de la HPO42– H2PO4– Force de
base 6,4 l’acide
HCO3– H2CO3
augmente augmente
4,8
CH3COO– CH3COOH

2,1
H2PO4– H3PO4
 La réaction acide-base

pKA
Nivellement de l’eau
33
Bases fortes non NH2– NH3 Acides indifférents
différenciées dans l’eau 15,9 dans l’eau
C2H5O– C2H5OH
14
HO– H2O
12,4
PO43– HPO42–

10,3
CO32– HCO3–
9,2
NH3 NH4+
Bases faibles Acides faibles
7,2
différenciées dans l’eau HPO42– H2PO4– différenciés dans l’eau
6,4
HCO3– H2CO3

4,8
CH3COO– CH3COOH

2,1
H2PO4– H3PO4
0
H2O H3O+
-1,4
Bases indifférentes NO3– HNO3 Acides forts non
-7 différenciés dans l’eau
dans l’eau Cl– HCl
 La réaction acide-base

Constante de basicité KB

 Si la réaction acide-base est écrite avec le couple H2O/HO–, on définit la constante de basicité KB
comme suit :



A– (aq) + H2O = AH(aq) + HO–(aq)



Ke

AH.HO    AH.HO . H 3O 
 
KB 
A 
 A  H O 

3



KA



Ke
KB 
KA
 La réaction acide-base

Constante d’équilibre d’une réaction acide-base


A1H + A2– = A2H + A1–



A 2 H .A1 
K 
A 2 H H 3O  
. A1 
A 2 .A1H  A 2 . H3O  . A1H
1/KA2 KA1




K A1
K K  10 pK A 2  pK A1
K A2




 Si une solution contient plusieurs acides et plusieurs bases, la réaction spontanée qui aura lieu est celle
entre l’acide le plus fort et la base la plus forte.
 La réaction acide-base

Règle du gamma
pKA

CH3COOH + NH3 = NH4+ + CH3COO–
9,2
NH3 NH4+
K = 109,2 – 4,8 K = 104,4

4,8 La réaction est spontanée (K > 1)
CH3COO– CH3COOH


 direct


pKA


9,2 NH4+ + CH3COO– = CH3COOH + NH3
NH3 NH4+

K = 104,8 – 9,2 K = 10-4,4
4,8
CH3COO– CH3COOH
La réaction est défavorisée (K < 1)

 indirect