C1 — Transformations acide-base

Thème 1 · Matière · Physique-Chimie Terminale

🎯 Pourquoi ce chapitre ?

Quand tu presses un citron sur une huître, tu déclenches une réaction acide-base. Quand ton estomac digère, c’est encore un acide. Quand tu prends un anti-acide après un repas trop lourd, c’est une base qui neutralise l’excès. Les réactions acide-base sont partout : dans le vivant, dans l’environnement (pluies acides), dans l’industrie (production d’engrais, de médicaments), et bien sûr dans les sujets de bac.

Ce chapitre pose les fondamentaux : qu’est-ce qu’un acide, qu’est-ce qu’une base, qu’est-ce que le pH, comment écrire une équation de réaction acide-base.

🧭 Ce que tu vas apprendre

  • Les définitions de Brønsted : acide = donneur de H⁺, base = accepteur
  • Les couples acide/base et la notion de conjugué
  • Le pH : définition, mesure, lien avec [\mathrm{H_3O^+}]
  • Le produit ionique de l’eau K_e
  • Écrire une équation de réaction acide-base

1. Acide et base selon Brønsted

Important📐 Définitions
  • Un acide est une espèce capable de céder un ion hydrogène \mathrm{H^+} (on dit aussi proton).
  • Une base est une espèce capable de capter un ion hydrogène \mathrm{H^+}.

Un ion \mathrm{H^+} est simplement un proton (un atome d’hydrogène sans son électron). Dans l’eau, il est immédiatement capté par une molécule d’eau pour former l’ion oxonium \mathrm{H_3O^+}.

Exemples :

  • Acide éthanoïque : \mathrm{CH_3COOH} \rightarrow \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H^+}
  • Ammoniac (base) : \mathrm{NH_3} + \mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{NH_4^+}

Couple acide/base

Un acide \mathrm{AH} et sa base conjuguée \mathrm{A^-} forment un couple acide/base, noté \mathrm{AH}/\mathrm{A^-}, associé à la demi-équation :

\mathrm{AH} \rightleftharpoons \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}

Exemples de couples :

  • \mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-} (acide éthanoïque / ion éthanoate)
  • \mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3} (ion ammonium / ammoniac)
  • \mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O} et \mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-} (l’eau est amphotère !)
Astuce💡 Analogie — Le ballon de rugby

Imagine une passe au rugby : l’acide est le joueur qui passe le ballon (H^+), la base est celui qui le reçoit. Un « couple » acide/base, c’est le même joueur vu avec ou sans son ballon. Et comme à la passe, il faut toujours un donneur et un receveur : une réaction acide-base n’a lieu qu’entre deux couples différents.

Avertissement⚠️ Piège — Le proton n’existe pas seul

\mathrm{H^+} est ultra réactif : il n’existe jamais libre en solution aqueuse. Il est toujours fixé sur une molécule d’eau sous la forme \mathrm{H_3O^+}. Dans les équations, on écrit donc les réactions acide-base en solution aqueuse avec \mathrm{H_3O^+}, pas \mathrm{H^+}.

2. Le pH

a. Définition

Important📐 Définition du pH

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

ou plus simplement (en prenant c^\circ = 1 mol·L⁻¹) :

[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}\ \text{mol·L}^{-1}

  • \mathrm{pH} sans unité
  • [\mathrm{H_3O^+}] en mol·L⁻¹

Un pH petit correspond à une concentration élevée en \mathrm{H_3O^+} : la solution est acide. À l’inverse, un pH élevé correspond à une solution basique.

Échelle :

  • pH < 7 : solution acide
  • pH = 7 : solution neutre (à 25 °C)
  • pH > 7 : solution basique

b. Produit ionique de l’eau

L’eau se dissocie (très légèrement) selon :

2\,\mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{HO^-}

À l’équilibre, à 25 °C :

K_e = [\mathrm{H_3O^+}] \times [\mathrm{HO^-}] = 10^{-14}

Cette constante, le produit ionique de l’eau, est toujours vérifiée en solution aqueuse. Dans l’eau pure, [\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{HO^-}] = 10^{-7} mol·L⁻¹, donc \mathrm{pH} = 7.

Astuce💡 Analogie — Une balance

Imagine une balance à deux plateaux : d’un côté [\mathrm{H_3O^+}], de l’autre [\mathrm{HO^-}]. Leur produit est fixé par K_e. Si tu ajoutes de l’acide, [\mathrm{H_3O^+}] monte, donc [\mathrm{HO^-}] doit baisser pour que le produit reste constant. C’est un équilibre qui « respire » mais dont le produit est indéformable.

3. Réaction acide-base

Quand un acide \mathrm{A_1H} rencontre une base \mathrm{B_2}, il peut y avoir transfert de proton :

\mathrm{A_1H} + \mathrm{B_2} \rightleftharpoons \mathrm{B_1^-} + \mathrm{A_2H^+}

Méthode pour écrire l’équation :

  1. Identifier les deux couples en présence.
  2. Écrire les deux demi-équations acide-base.
  3. Combiner en éliminant le \mathrm{H^+} (il passe de l’acide à la base).
Note🧪 Exemple — Acide éthanoïque + ammoniac

Couples : \mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-} et \mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}.

Demi-équations : \mathrm{CH_3COOH} \rightarrow \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H^+} \mathrm{NH_3} + \mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{NH_4^+}

On additionne : \mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{NH_3} \rightleftharpoons \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{NH_4^+}

Avertissement⚠️ Piège — La flèche d’équilibre

Beaucoup de réactions acide-base sont limitées (équilibre) : on écrit \rightleftharpoons. Certaines sont quasi totales (avec un acide ou une base forte) : on écrit \rightarrow. On verra dans C6 comment le décider à partir des forces des couples.

🗺️ Carte mentale

flowchart TD
    A[Brønsted] --> B[Acide = donneur H+]
    A --> C[Base = accepteur H+]
    B --> D[Couple AH/A-]
    C --> D
    D --> E[Réaction acide-base<br/>entre 2 couples]
    A --> F[pH = -log H3O+]
    F --> G[Ke = H3O+ · HO-]
    G --> H[Ke = 10^-14 à 25°C]

📝 À retenir absolument

  • Acide = donne \mathrm{H^+} ; base = accepte \mathrm{H^+}.
  • Un couple acide/base \mathrm{AH}/\mathrm{A^-} est défini par \mathrm{AH} \rightleftharpoons \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}.
  • L’eau est amphotère : \mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O} et \mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-}.
  • \mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}] ; [\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}.
  • Produit ionique : K_e = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}] = 10^{-14} à 25 °C.

🔗 Pour aller plus loin

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