Réaction acido-basique
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2008-05-19T02:49:25Z
Sherbrooke
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{{Ébauche|réaction chimique}}
Une '''réaction acido-basique''' est une réaction dans laquelle on observe le « transfert » d'un ou plusieurs ions H<sup>+</sup> en solution aqueuse.
== Théorie acido-basique d'Arrhénius ==
Un [[acide]] est une substance capable de se dissocier en libérant des protons H<sup>+</sup> en solution aqueuse.
Une [[Base (chimie)|base]] est une substance capable de capter des protons H<sup>+</sup> en solution aqueuse (on dit que la base est "protonée").
Le proton H<sup>+</sup> est aussi appelé l'ion hydronium.
== Théorie acido-basique de Brönsted-Lowry ==
{{Article détaillé|Théorie de Bronsted-Lowry}}
On appelle acide au [[Théorie de Bronsted-Lowry|sens de Brönsted]] toute [[espèce chimique]] capable de céder un ou plusieurs protons H<sup>+</sup>. Par exemple, l'[[acide acétique]] ou éthanoïque de formule chimique CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H est capable de céder un proton H<sup>+</sup>. Il s'agit donc d'un acide au sens de Brönsted.
On appelle base au sens de Brönsted toute espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H<sup>+</sup>. Par exemple, l'ion acétate CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup> est capable de capter un proton H<sup>+</sup> pour donner l'acide éthanoïque. Il s'agit donc d'une base au sens de Brönsted.
Dans le cadre de cette théorie, les acides sont reconnaissables en solution aqueuse par un pH inférieur à 7 et les bases par un pH supérieur à 7.
Les acides et les bases peuvent être regroupés en couples acide/base. En effet, un acide perdant un proton H<sup>+</sup> produit une espèce capable d'en capter un appelée ''base conjuguée''.
;Exemples
* CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H/CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>
* NH<sub>4</sub><sup>+</sup>/NH<sub>3</sub>
* C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>CO<sub>2</sub>H/C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>CO<sub>2</sub><sup>-</sup>
La réaction '''Acide = Base + H<sup>+</sup>''' est une réaction équilibrée dont la constante d'équilibre K<sub>a</sub> est notée fréquemment sous la forme logarithmique négative (-log(K<sub>a</sub>)) [[PKa#Équilibres acido-basiques : KA, KB|pKa]]. Plus le pKa est élevé, plus l'acide est faible. Un [[acide fort]] est un acide dont le pKa est < 0.
Parfois, suivant les réactions, certains corps peuvent se comporter comme des acides ou des bases. Ces corps sont des [[ampholyte]]s. On dit aussi qu'ils ont un caractère amphotère. L'eau par exemple est un ampholyte. En effet, deux couples acide/base sont possibles :
* H<sub>2</sub>O/HO<sup>-</sup> (pKa = 14)
* H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>/H<sub>2</sub>O (pKa=0)
=== La réaction acido-basique ===
Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base: Le couple acide<sub>1</sub>/base<sub>1</sub> et le couple acide<sub>2</sub>/base<sub>2</sub>.
Pour écrire l'équation de la réaction qui a lieu entre les deux couples, on fait d'abord les demi-équations associées, puis on les additionne de façon à ne plus avoir de proton <math>H^+</math>:
*<math>acide_1 = base_1 + nH^+</math>
*<math>base_2 + nH^+ = acide_2</math>
* <math>acide_1 + base_2 --> base_1 + acide_2</math> (cette équation est dite une « équation-bilan »)
;Exemple
On met en présence une solution acide de chlorure d'ammonium (NH<sub>4</sub><sup>+</sup><sub>(aq)</sub>, Cl<sup>-</sup><sub>(aq)</sub>) et une solution basique de soude (Na<sup>+</sup><sub>(aq)</sub>, HO<sup>-</sup><sub>(aq)</sub>). On observe alors un dégagement gazeux d'ammoniac NH<sub>3</sub>. Les ions Na<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> et Cl<sup>-</sup><sub>(aq)</sub> ne participent pas à la réaction : ce sont des ions spectateurs. Il y a donc eu un transfert de proton de l'acide NH<sub>4</sub><sup>+</sup> vers la base HO<sup>-</sup>.
On écrit alors :
:NH<sub>4</sub><sup>+</sup> = NH<sub>3</sub> + H<sup>+</sup>
:HO<sup>-</sup> + H<sup>+</sup> = H<sub>2</sub>O
On a donc '''NH<sub>4</sub><sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + HO<sup>-</sup><sub>(aq)</sub> <math>--></math> NH<sub>3(g)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>'''. C'est l'équation-bilan de la réaction acido-basique. La position de l'équilibre est dépendante des valeurs de pKa des couples concernés. Dans le cas présent, pKa(H<sub>2</sub>O/OH<sup>-</sup>)>pKa(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>/NH<sub>3</sub>)
donc la réaction est déplacée vers la droite (NH<sub>3</sub> est une base faible).
=== Quelques couples acide-base ===
Tous les couples acide-base s'écrivent sous la forme acide/base.
{| class=wikitable
! Couples acide-base
! Acide
! Base
|-----
| ion hydrogénophosphate / ion [[phosphate]]
| HPO<sub>4</sub><sup>2-</sup>
| PO<sub>4</sub><sup>3-</sup>
|-{{ligne grise}}
| ion diméthylammonium / ion diméthylamine
| (CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>NH<sub>2</sub><sup>+</sup>
| (CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>NH
|-----
| ion méthylammonium / ion méthylamine
| CH<sub>3</sub>NH<sub>3</sub><sup>+</sup>
| CH<sub>3</sub>NH<sub>2</sub>
|-{{ligne grise}}
| ion [[hydrogénocarbonate]] / ion [[carbonate]]
| HCO<sub>3</sub><sup>-</sup>
| CO<sub>3</sub><sup>2-</sup>
|-----
| [[Phénol (molécule)|phénol]] / ion phénolate
| C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>OH
| C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>O<sup>-</sup>
|-{{ligne grise}}
| ion [[ammonium]] / [[ammoniac]]
| NH<sub>4</sub><sup>+</sup>
| NH<sub>3</sub>
|-----
| [[acide borique]] / ion [[borate]]
| H<sub>3</sub>BO<sub>3</sub>
| H<sub>2</sub>BO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|-{{ligne grise}}
| [[acide hypochloreux]] / ion hypochlorite
| HCIO
| CIO<sup>-</sup>
|-----
| ion hydrogénosulfite / ion [[sulfite]]
| HSO<sub>3</sub><sup>-</sup>
| SO<sub>3</sub><sup>2-</sup>
|-{{ligne grise}}
| [[dioxyde de carbone]] / ion [[hydrogénocarbonate]]
| CO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub>O
| HCO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|-----
| [[acide propanoïque]] / ion propanoate
| C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>COOH
| C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>COO<sup>-</sup>
|-{{ligne grise}}
| [[acide acétique]] / ion acétate
| CH<sub>3</sub>COOH
| CH<sub>3</sub>COO<sup>-</sup>
|-----
| [[acide ascorbique]] / ion ascorbate
| C<sub>6</sub>H<sub>8</sub>O<sub>6</sub>
| C<sub>6</sub>H<sub>7</sub>O<sub>6</sub><sup>-</sup>
|-{{ligne grise}}
| [[acide formique]] / ion formiate
| HCOOH
| HCOO<sup>-</sup>
|-----
| [[acide acétylsalicylique]] / ion acétylsalicylate
| C<sub>8</sub>O<sub>2</sub>H<sub>7</sub>COOH
| C<sub>8</sub>O<sub>2</sub>H<sub>7</sub>COO<sup>-</sup>
|-{{ligne grise}}
| [[acide nitreux]] / ion [[nitrite]]
| HNO<sub>2</sub>
| NO<sub>2</sub><sup>-</sup>
|-----
| [[acide fluorhydrique]] / ion fluorure
| HF
| F<sup>-</sup>
|-{{ligne grise}}
| dioxyde de soufre / ion hydrogénosulfite
| SO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub>O
| HSO<sub>3</sub><sup>-</sup>
|}
== Théorie acido-basique de Lewis ==
{{Article détaillé|Acide de Lewis|Base de Lewis}}
{{portail chimie}}
[[Catégorie:Réaction chimique|Acido-basique]]
[[ar:تفاعل حمض-قلوي]]
[[de:Säure-Base-Konzepte]]
[[el:Αντίδραση οξέος-βάσης]]
[[en:Acid-base reaction]]
[[fi:Happo-emäsreaktio]]
[[hu:Sav-bázis elméletek]]
[[is:Sýru-basa hvarf]]
[[it:Reazione acido-base]]
[[ja:酸と塩基]]
[[pt:Reação ácido-base]]
[[sh:Teorije kiselina i baza]]
[[sr:Теорије киселина и база]]
[[su:Téori réaksi asam-basa]]
[[zh:酸碱理论]]