À propos de cette page
Ce cours de chimie en troisième sur « Les réactions acido-basiques » suit le programme officiel de chimie de troisième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Acides et bases : définitions et exemples, Les ions H⁺ et OH⁻ : responsables de l'acidité et de la basicité, Le pH : mesure de l'acidité d'une solution, Les indicateurs colorés de pH. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de troisième à réussir en chimie.
Au programme
1 · Acides et bases : définitions et exemples
2 · Les ions H⁺ et OH⁻ : responsables de l'acidité et de la basicité
3 · Le pH : mesure de l'acidité d'une solution
4 · Les indicateurs colorés de pH
5 · La réaction de neutralisation acide-base
6 · Équations de réactions acido-basiques
7 · Applications et dangers des acides et des bases
1Acides et bases : définitions et exemples
En chimie, on classe les solutions aqueuses en trois catégories selon leur caractère : acides, basiques (ou alcalines) ou neutres.
Définition. Un acide est une espèce chimique capable de libérer des ions H⁺ (ions hydronium) en solution aqueuse. Une base est une espèce chimique capable de libérer des ions OH⁻ (ions hydroxyde) en solution aqueuse.
Cette définition est celle de Arrhenius, utilisée au collège. Plus généralement (lycée), on parle de la théorie de Brønsted-Lowry.
| Espèce | Formule | Exemple d'utilisation |
|---|
| Acide chlorhydrique | HCl | Détartrant, estomac (suc gastrique) |
| Acide sulfurique | H₂SO₄ | Industrie, batteries de voiture |
| Acide acétique | CH₃COOH | Vinaigre |
| Soude (hydroxyde de sodium) | NaOH | Déboucheur, savon |
| Ammoniaque | NH₃ | Produit ménager, engrais |
Exemple. Le suc gastrique contient de l'acide chlorhydrique (HCl), ce qui lui confère un pH très acide autour de 1-2 et permet la digestion des aliments.
2Les ions H⁺ et OH⁻ : responsables de l'acidité et de la basicité
Dans une solution aqueuse, il existe toujours des ions provenant des espèces dissoutes. Les deux ions fondamentaux en chimie acido-basique sont :
Ion H⁺ (ion hydronium ou proton)
• Formé lors de la dissolution d'un acide dans l'eau.
• Responsable de l'acidité : plus la concentration en H⁺ est élevée, plus la solution est acide.
• Notation exacte : H₃O⁺ (proton capté par une molécule d'eau), mais on note souvent H⁺ pour simplifier.
Ion OH⁻ (ion hydroxyde)
• Formé lors de la dissolution d'une base dans l'eau.
• Responsable de la basicité : plus la concentration en OH⁻ est élevée, plus la solution est basique.
Dans l'eau pure à 25°C, les concentrations en ions H⁺ et OH⁻ sont égales : [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L.
| Type de solution | Relation |
|---|
| Acide | [H⁺] > [OH⁻] |
| Neutre | [H⁺] = [OH⁻] |
| Basique | [H⁺] < [OH⁻] |
Attention ! En solution acide, les ions OH⁻ existent quand même, mais en quantité bien plus faible que les ions H⁺. De même, en solution basique, les ions H⁺ sont présents mais minoritaires.
3Le pH : mesure de l'acidité d'une solution
Le pH (potentiel Hydrogène) est une grandeur sans unité qui quantifie l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse.
Définition du pH. Le pH est lié à la concentration en ions H⁺ : plus [H⁺] est grande, plus le pH est bas.
À 25°C : pH = −log([H⁺]) (formule vue au lycée ; au collège on retient la correspondance numérique).
| Valeur de pH | Caractère de la solution | Exemple |
|---|
| 0 – 6 | Acide | pH 1 : HCl concentré ; pH 3 : vinaigre ; pH 6 : lait |
| 7 | Neutre | pH 7 : eau pure, eau distillée |
| 8 – 14 | Basique (alcalin) | pH 9 : eau de mer ; pH 11 : ammoniaque ; pH 14 : soude concentrée |
Astuce mémo. Pour retenir le sens : pH petit → plus acide ; pH grand → gênant pour la peau (base corrosive).
Mesure du pH : on peut utiliser :
- Un pH-mètre (mesure précise, directe)
- Du papier pH (mesure approximative par comparaison de couleur)
- Des indicateurs colorés (voir section suivante)
Exemple. Une solution de pH = 4 est 1000 fois plus acide qu'une solution de pH = 7 (car chaque unité de pH correspond à un facteur 10 en concentration en H⁺).
4Les indicateurs colorés de pH
Un indicateur coloré de pH est une espèce chimique dont la couleur change selon le pH de la solution. Les indicateurs permettent d'identifier le caractère acide, neutre ou basique d'une solution.
| Indicateur | Milieu acide | Milieu neutre | Milieu basique |
|---|
| Hélianthine (méthyl-orange) | Rouge | Orange | Jaune |
| Phénolphtaléine | Incolore | Incolore | Rose-fuchsia |
| BBT (bleu de bromothymol) | Jaune | Vert | Bleu |
| Jus de chou rouge | Rouge/rose | Violet | Vert/jaune |
Exemple avec le BBT. Si on verse quelques gouttes de BBT dans une solution et qu'elle prend une couleur jaune, la solution est acide. Si elle devient bleue, la solution est basique. Verte → pH ≈ 7.
Astuce. Le BBT est l'indicateur le plus utilisé au collège : jaune = acide, bleu = base, vert = neutre. Retenez cette correspondance.
Attention ! Les indicateurs colorés donnent une indication qualitative (acide/base) mais pas la valeur précise du pH. Pour cela, il faut un pH-mètre ou un papier pH gradué.
On utilise parfois un indicateur universel (mélange d'indicateurs) qui prend des couleurs différentes pour chaque valeur entière de pH entre 1 et 14, permettant une estimation plus précise.
5La réaction de neutralisation acide-base
Lorsqu'on mélange une solution acide et une solution basique, une réaction chimique se produit : la neutralisation.
Neutralisation. La réaction acido-basique (ou réaction de neutralisation) est la réaction entre les ions H⁺ (apportés par l'acide) et les ions OH⁻ (apportés par la base) pour former de l'eau :
H⁺ + OH⁻ → H₂O
Cette réaction est totale (va jusqu'à son terme) et libère de l'énergie (réaction exothermique : la solution se réchauffe légèrement).
Résultat de la neutralisation :
- Si l'acide et la base sont mélangés en proportions stœchiométriques (quantités exactement complémentaires) : la solution obtenue est neutre (pH ≈ 7).
- Si l'acide est en excès : la solution reste acide (pH < 7).
- Si la base est en excès : la solution reste basique (pH > 7).
Exemple. On verse de la soude (NaOH) dans de l'acide chlorhydrique (HCl) jusqu'à neutralisation. La solution passe progressivement de pH acide à pH = 7 lorsque les quantités de H⁺ et OH⁻ sont égales. Si on continue à verser de la soude, le pH dépasse 7 (excès de base).
Observation expérimentale. On peut suivre la neutralisation avec un indicateur coloré (BBT : jaune → vert → bleu) ou avec un pH-mètre qui enregistre la courbe de neutralisation.
6Équations de réactions acido-basiques
Lors d'une réaction acido-basique, il se forme toujours de l'eau et un sel. Un sel est un composé ionique formé par les ions de la base et les ions de l'acide (hors H⁺ et OH⁻).
Équation générale :
Acide + Base → Sel + Eau
| Acide | Base | Sel formé | Équation |
|---|
| HCl (acide chlorhydrique) | NaOH (soude) | NaCl (chlorure de sodium) | HCl + NaOH → NaCl + H₂O |
| HCl | Ca(OH)₂ (chaux) | CaCl₂ (chlorure de calcium) | 2 HCl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2 H₂O |
| H₂SO₄ (acide sulfurique) | NaOH | Na₂SO₄ (sulfate de sodium) | H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O |
Au niveau ionique, quelle que soit la paire acide/base, la réaction se résume toujours à :
Équation ionique nette : H⁺ + OH⁻ → H₂O
Attention ! Pensez à équilibrer les équations : le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même à gauche et à droite. Utilisez des coefficients stœchiométriques.
Vérification. Dans H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O : à gauche 2 H et 4 H = 6 H au total ; à droite 2×2 = 4 H dans H₂O, attention — H₂SO₄ apporte 2 H⁺ et 2 NaOH apporte 2 OH⁻ → 2 H₂O. Vérification : S=1, O=4 (acide) + 2 (base) = 6, Na=2 côtés.
7Applications et dangers des acides et des bases
Les acides et les bases sont omniprésents dans la vie quotidienne, l'industrie et la biologie. Certains sont inoffensifs, d'autres sont corrosifs et dangereux.
| Domaine | Acides utilisés | Bases utilisées |
|---|
| Industrie | H₂SO₄ (batteries, engrais), HCl (métallurgie) | NaOH (fabrication de papier, savon) |
| Alimentation | Acide citrique (agrumes), acide acétique (vinaigre) | Bicarbonate de soude (levure) |
| Corps humain | Suc gastrique (HCl, pH ≈ 2) | Bile (pH ≈ 8), sécrétion pancréatique |
| Environnement | Pluies acides (SO₂, NO₂ + eau) | Chaulage des sols agricoles (CaCO₃) |
Sécurité en laboratoire.- Porter des lunettes de protection et des gants lors de la manipulation d'acides ou de bases concentrés.
- En cas de contact cutané : rincer abondamment et immédiatement à l'eau pendant 15 minutes.
- Ne jamais verser de l'eau dans un acide concentré (risque de projection) : toujours l'acide dans l'eau.
- Les pictogrammes corrosif (main avec corrosion) signalent ces produits dangereux.
Astuce culture générale. Les pluies acides sont causées par la dissolution de SO₂ et NO₂ (gaz émis par les usines et les voitures) dans les gouttes d'eau des nuages, formant des acides sulfureux et nitreux. Elles dégradent les forêts et les monuments calcaires.
★À retenir
À retenir — Réactions acido-basiques :
• Un acide libère des ions H⁺ en solution ; une base libère des ions OH⁻.
• Le pH mesure l'acidité : pH < 7 → acide ; pH = 7 → neutre ; pH > 7 → basique.
• La neutralisation : H⁺ + OH⁻ → H₂O (acide + base → sel + eau).
• Le BBT est jaune en milieu acide, vert en milieu neutre, bleu en milieu basique.
• Les acides et bases concentrés sont corrosifs : porter des protections au labo.