Réaction acido-basique 581621 29716378 2008-05-19T02:49:25Z Sherbrooke 18624 Raccourcir. Mettre en page. {{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]]