Chimie : réactions acide-base

En clair. Un acide libère des ions H⁺, une base les capte. Le pH mesure simplement à quel point la solution est acide.

Ce qu'on te demande au bac STI2D : calculer un pH, reconnaître un couple acide/base, écrire une réaction acide-base et exploiter un titrage.

Exemple simple. Le détartrant ménager (pH 2) attaque le calcaire ; la soude (pH 13) dégraisse.

Chimie : réactions acide-base

1. Définitions de Brønsted

Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$. Une base est capable d'en capter un. À chaque acide $AH$ correspond une base conjuguée $A^-$ selon le couple $AH/A^-$ : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$

Exemples de couples : $H_3O^+/H_2O$, $H_2O/HO^-$, $CH_3COOH/CH_3COO^-$, $NH_4^+/NH_3$.

Une réaction acide-base est un transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre : $AH_1 + A_2^- \rightarrow A_1^- + A_2H$

2. pH et concentrations

Le pH mesure l'acidité d'une solution aqueuse : $pH = -\log\big([H_3O^+]\big) \quad \Leftrightarrow \quad [H_3O^+] = 10^{-pH}\ \text{mol/L}$

• pH < 7 : acide, pH = 7 : neutre (à 25 °C), pH > 7 : basique.
• Chaque baisse d'une unité de pH multiplie $[H_3O^+]$ par 10.

Autoprotolyse de l'eau : $2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$, avec produit ionique $K_e=[H_3O^+][HO^-]=10^{-14}$ à 25 °C. D'où $pH + pOH = 14$.

3. Acides forts, acides faibles

• Acide fort (HCl, HNO₃, H₂SO₄) : dissociation totale. $[H_3O^+]=C_a$ donc $pH = -\log C_a$.
• Acide faible (CH₃COOH, HF, NH₄⁺) : dissociation partielle, caractérisée par la constante d'acidité $K_a$ : $K_a = \dfrac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}, \quad pK_a = -\log K_a$

Plus $pK_a$ est petit, plus l'acide est fort. Ordres de grandeur : $pK_a(CH_3COOH)=4{,}76$, $pK_a(NH_4^+)=9{,}25$.

Diagramme de prédominance : pour $pH < pK_a$ l'acide $AH$ prédomine ; pour $pH > pK_a$, la base $A^-$ prédomine.

4. Titrages acide-base

Un titrage détermine la concentration inconnue $C_a$ d'un acide en le neutralisant par une base de concentration connue $C_b$. À l'équivalence : $C_a V_a = C_b V_{b,eq}$

Repérage :

• Indicateur coloré (BBT vert à 6–7,6, phénolphtaléine incolore/rose à 8,2–10) choisi pour que sa zone de virage englobe le pH à l'équivalence.
• pH-mètre : saut de pH marqué à l'équivalence (méthode des tangentes).

Exemple. On titre 20 mL de vinaigre dilué 10× par NaOH 0,10 mol/L ; $V_{eq}=15{,}0$ mL. Alors $C_a=(0{,}10\times15)/20=0{,}075$ mol/L, soit dans le vinaigre pur $0{,}75$ mol/L ($\approx 4{,}5$ % en masse d'acide acétique, conforme à l'étiquette).

5. Solutions tampon

Un mélange acide faible + base conjuguée en proportions comparables résiste aux ajouts d'acide ou de base : c'est un tampon. Le pH s'obtient par Henderson-Hasselbalch : $pH = pK_a + \log\dfrac{[A^-]}{[AH]}$

Applications : sang humain (tampon $HCO_3^-/H_2CO_3$, pH régulé 7,35–7,45), procédés agroalimentaires, cosmétique.

6. Applications industrielles STI2D

• Traitement des eaux usées : neutralisation par chaux $Ca(OH)_2$ avant rejet ; norme rejet 5,5 < pH < 8,5 (arrêté du 2 février 1998).
• Décapage des métaux : bain d'acide phosphorique H₃PO₄ 10–20 %.
• Batteries plomb-acide : électrolyte H₂SO₄ 4,5 mol/L, densité 1,28.

À retenir

• $pH=-\log[H_3O^+]$ ; échelle logarithmique.
• Fort = dissociation totale ; faible = équilibre régi par $K_a$.
• Équivalence : $n_{acide}=n_{base}$.
• Prédominance : comparer $pH$ et $pK_a$.