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Transformations acide-base : couples, pH et ion H⁺
Acide et base de Brønsted, couple acide-base et demi-équation ; les couples de l’eau, de l’acide carbonique, des acides carboxyliques et des amines, avec leurs schémas de Lewis ; l’équation d’une réaction acide-base, à partir des couples ou d’observations ; l’espèce amphotère ; le pH et la concentration en ions oxonium ; l’autoprotolyse de l’eau et le produit ionique Ke.
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Acide, base et couple acide-base
Acide et base de Brønsted. Un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène H⁺ ; une base est une espèce capable de capter un ion hydrogène H⁺. L’ion H⁺ n’est qu’un proton : un atome d’hydrogène qui a perdu son unique électron.
Couple acide-base. Un acide et la base qu’il devient en cédant un ion H⁺ forment un couple, noté acide/base, l’acide toujours écrit en premier. On dit que la base est la base conjuguée de l’acide, et l’acide l’acide conjugué de la base. Le passage d’une forme à l’autre s’écrit avec une demi-équation acide-base :
acide = base + H⁺
Le signe « = » rappelle que l’échange peut se faire dans les deux sens. Comme une équation de réaction, la demi-équation conserve les éléments et la charge : l’acide a un H de plus et une charge +1 de plus que sa base conjuguée.
Les couples au programme.
- l’eau, dans deux couples : H₃O⁺/H₂O (ion oxonium / eau) et H₂O/HO⁻ (eau / ion hydroxyde) ;
- l’acide carbonique, c’est-à-dire le dioxyde de carbone dissous, noté CO₂,H₂O (ou H₂CO₃) : CO₂,H₂O/HCO₃⁻ (ion hydrogénocarbonate), puis HCO₃⁻/CO₃²⁻ (ion carbonate) ;
- les acides carboxyliques R–COOH et les ions carboxylate R–COO⁻ : par exemple CH₃COOH/CH₃COO⁻ (acide éthanoïque / ion éthanoate) ;
- les ions ammonium et les amines : NH₄⁺/NH₃ (ion ammonium / ammoniac), et R–NH₃⁺/R–NH₂ pour une amine.
L’ion H⁺ n’existe pas seul dans l’eau. Dès qu’un acide cède un ion H⁺, une base le capte : dans une solution aqueuse, c’est souvent l’eau, qui devient l’ion oxonium H₃O⁺.
Exemple 1 — l’acide butanoïque. L’acide butanoïque C₃H₇COOH porte le groupe –COOH. Il cède l’ion H⁺ de ce groupe et devient l’ion butanoate C₃H₇COO⁻ : C₃H₇COOH = C₃H₇COO⁻ + H⁺. Couple C₃H₇COOH/C₃H₇COO⁻. Vérification de la charge : 0 à gauche, (−1) + (+1) = 0 à droite.
Exemple 2 — la propan-1-amine. La propan-1-amine C₃H₇NH₂ est une base : elle capte un ion H⁺ et devient l’ion propylammonium C₃H₇NH₃⁺. L’acide s’écrit en premier : couple C₃H₇NH₃⁺/C₃H₇NH₂, de demi-équation C₃H₇NH₃⁺ = C₃H₇NH₂ + H⁺.
Exemple 3 — l’acide carbonique. CO₂,H₂O = HCO₃⁻ + H⁺, puis HCO₃⁻ = CO₃²⁻ + H⁺. L’ion hydrogénocarbonate est la base du premier couple et l’acide du second (partie 4).
Réflexe — pour trouver la base conjuguée d’un acide, je retire un H et j’ajoute une charge −1 (HNO₃ → NO₃⁻, NH₄⁺ → NH₃) ; pour trouver l’acide conjugué d’une base, j’ajoute un H et une charge +1 (HO⁻ → H₂O, CO₃²⁻ → HCO₃⁻). Puis j’écris le couple acide en premier.
Attention — une demi-équation acide-base échange un ion H⁺, jamais un électron : aucun e⁻ n’y figure (à ne pas confondre avec l’oxydoréduction de première, Réactions d’oxydoréduction). Et un acide n’est pas forcément neutre : NH₄⁺ et H₃O⁺ sont des acides, HO⁻ et CO₃²⁻ des bases.
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Acides carboxyliques et amines : formules et schémas de Lewis
Acide carboxylique et ion carboxylate. Un acide carboxylique porte le groupe carboxyle –COOH : un atome de carbone lié par une double liaison à un atome d’oxygène et par une liaison simple au groupe –OH. L’ion H⁺ cédé est celui du groupe –OH. Il reste le groupe carboxylate –COO⁻ : l’oxygène qui a perdu son hydrogène garde les deux électrons de la liaison O–H, il porte trois doublets non liants et la charge −.
Amine et ion ammonium. Dans une amine, l’atome d’azote est lié à au moins un atome de carbone et porte un doublet non liant. C’est avec ce doublet qu’il capte un ion H⁺ : il forme une liaison de plus avec l’hydrogène. Dans l’ion ammonium R–NH₃⁺, l’azote est lié à quatre atomes, n’a plus de doublet non liant et porte la charge +.
Ce qui fait une base. Une base capte H⁺ grâce à un doublet non liant : celui de l’azote d’une amine, de l’oxygène chargé d’un ion carboxylate, de l’oxygène de HO⁻ ou de l’eau.
Deux écritures. La formule semi-développée montre toutes les liaisons sauf celles avec les atomes d’hydrogène : CH₃–COOH, CH₃–COO⁻, CH₃–CH₂–NH₂, CH₃–CH₂–NH₃⁺. Le schéma de Lewis montre toutes les liaisons et tous les doublets non liants. Pour un ion, on compte les électrons de valence de tous les atomes, on ajoute un électron par charge négative et on en retire un par charge positive ; la charge s’écrit, entourée, à côté de l’atome qui la porte.
Acide éthanoïque et ion éthanoate. Électrons de valence de l’acide : 2 × 4 (C) + 2 × 6 (O) + 4 × 1 (H) = 24, soit 12 doublets : 8 liants et 4 non liants. L’ion éthanoate a un hydrogène en moins et un électron de plus : 24 − 1 + 1 = 24 électrons, 12 doublets, dont 7 liants et 5 non liants.
acide éthanoïque CH₃–COOH
ion éthanoate CH₃–COO⁻
éthanamine CH₃–CH₂–NH₂
ion éthylammonium CH₃–CH₂–NH₃⁺
Éthanamine et ion éthylammonium. Éthanamine C₂H₅NH₂ : 2 × 4 + 5 + 7 × 1 = 20 électrons, 10 doublets, dont un seul non liant, sur l’azote. Ion éthylammonium C₂H₅NH₃⁺ : 2 × 4 + 5 + 8 × 1 − 1 = 20 électrons, 10 doublets, tous liants : le doublet de l’azote est devenu la liaison N–H formée avec l’ion H⁺.
Réflexe — dans un acide carboxylique, je repère le H lié à un oxygène : c’est le seul qui part. Dans une amine, je repère le doublet de l’azote : c’est lui qui capte H⁺. Puis je recompte les doublets et je place la charge.
Attention — l’acide éthanoïque CH₃–COOH possède quatre atomes d’hydrogène mais n’en cède qu’un : les trois H liés au carbone ne partent pas. Et la charge d’un ion ammonium est sur l’azote, celle d’un ion carboxylate sur un oxygène, jamais sur un hydrogène.
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Réaction acide-base : le transfert d’un ion H⁺
Réaction acide-base. C’est un transfert d’un ion H⁺ de l’acide d’un couple vers la base d’un autre couple :
acide₁ + base₂ → base₁ + acide₂
Établir l’équation, les couples étant donnés.
- je repère, parmi les réactifs, l’acide (qui cède H⁺) et la base (qui le capte) ;
- j’écris la demi-équation de l’acide dans le sens où il cède : acide₁ → base₁ + H⁺ ;
- j’écris celle de la base dans le sens où elle capte : base₂ + H⁺ → acide₂ ;
- j’additionne : H⁺ disparaît, puis je vérifie les éléments et la charge.
L’eau, réactif fréquent. Face à un acide, l’eau joue le rôle de base et donne H₃O⁺ : AH + H₂O → A⁻ + H₃O⁺. Face à une base, elle joue le rôle d’acide et donne HO⁻ : B + H₂O → BH⁺ + HO⁻. Si la réaction s’arrête avant l’épuisement d’un réactif, on remplace la flèche par une double flèche ⇌ (voir l’Attention ci-dessous).
À partir d’observations. Pour identifier un transfert d’ion H⁺, je repère une espèce consommée et une espèce formée qui ne diffèrent que d’un H⁺ : elles forment un couple. Les indices : une odeur qui apparaît ou disparaît, un gaz qui se dégage (le CO₂ quand de l’acide carbonique se forme), un pH qui varie.
Exemple 1 — les couples sont donnés. Acide éthanoïque et ammoniac ; couples CH₃COOH/CH₃COO⁻ et NH₄⁺/NH₃. L’acide éthanoïque cède : CH₃COOH → CH₃COO⁻ + H⁺. L’ammoniac capte : NH₃ + H⁺ → NH₄⁺. Somme : CH₃COOH + NH₃ → CH₃COO⁻ + NH₄⁺. Charges : 0 à gauche, (−1) + (+1) = 0 à droite.
Exemple 2 — à partir d’observations. On verse de l’acide chlorhydrique, qui contient des ions oxonium H₃O⁺ et des ions chlorure Cl⁻, sur une solution d’éthanoate de sodium, sans odeur. Une odeur de vinaigre apparaît : de l’acide éthanoïque s’est formé ; le pH du mélange reste bien plus élevé que celui de l’acide versé, signe que des ions H₃O⁺ ont été consommés. CH₃COO⁻ et CH₃COOH ne diffèrent que d’un H⁺ : l’ion éthanoate l’a capté, c’est la base. Il venait de H₃O⁺, l’acide, devenu H₂O. CH₃COO⁻ + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O. Les ions Na⁺ et Cl⁻ sont spectateurs.
Exemple 3 — une amine et l’eau. L’éthanamine dissoute dans l’eau donne une solution basique : l’eau lui cède un ion H⁺ (couples C₂H₅NH₃⁺/C₂H₅NH₂ et H₂O/HO⁻). Cette réaction s’arrête alors qu’il reste beaucoup d’éthanamine, d’où la double flèche : C₂H₅NH₂ + H₂O ⇌ C₂H₅NH₃⁺ + HO⁻. Ce sont les ions hydroxyde formés qui rendent la solution basique.
Réflexe — une réaction acide-base met en jeu deux couples : dans les réactifs, un acide et une base qui ne sont pas du même couple ; dans les produits, leurs conjugués. Je vérifie la charge à la fin : elle est la même des deux côtés.
Attention — H⁺ ne doit jamais rester dans l’équation finale. Et l’équation dit qui échange l’ion H⁺, pas si la réaction est totale : certaines réactions acide-base s’arrêtent avant l’épuisement d’un réactif ; on les écrit alors avec une double flèche ⇌, et l’on apprend à les prévoir au chapitre suivant. Dans ce chapitre, l’énoncé indique quand c’est le cas.
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Espèce amphotère
Espèce amphotère. Une espèce est amphotère (on dit aussi ampholyte) si elle appartient à deux couples acide-base : elle est l’acide de l’un et la base de l’autre. Elle peut donc céder un ion H⁺ ou en capter un, selon le partenaire : face à un acide, elle réagit comme une base ; face à une base, comme un acide.
Les exemples du programme. L’eau : base du couple H₃O⁺/H₂O et acide du couple H₂O/HO⁻. L’ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ : base du couple CO₂,H₂O/HCO₃⁻ et acide du couple HCO₃⁻/CO₃²⁻.
Reconnaître une espèce amphotère. Elle possède un H qui peut partir et elle peut accepter un H⁺ de plus : c’est l’espèce du milieu d’une suite acide → base → base, comme H₂O entre H₃O⁺ et HO⁻.
Exemple 1 — l’ion hydrogénocarbonate, dans ses deux rôles. Avec les ions oxonium, il capte H⁺ : HCO₃⁻ + H₃O⁺ → CO₂,H₂O + H₂O ; le dioxyde de carbone formé se dégage en partie. Avec les ions hydroxyde, il cède H⁺ : HCO₃⁻ + HO⁻ → CO₃²⁻ + H₂O.
Exemple 2 — l’ion hydrogénosulfure. On donne les couples H₂S/HS⁻ et HS⁻/S²⁻ (sulfure d’hydrogène, ion hydrogénosulfure, ion sulfure). HS⁻ est la base du premier et l’acide du second : il est amphotère. Avec les ions oxonium, il joue le rôle de base : HS⁻ + H₃O⁺ → H₂S + H₂O.
Réflexe — pour savoir si une espèce est amphotère, je cherche son acide conjugué (un H⁺ de plus) et sa base conjuguée (un H⁺ de moins) : si les deux existent dans les couples donnés, elle est amphotère, et c’est le partenaire qui décide de son rôle.
Attention — une espèce qui peut céder deux ions H⁺ l’un après l’autre n’est pas amphotère pour autant : c’est l’espèce intermédiaire, qui a déjà cédé le premier, qui l’est. Et « amphotère » ne veut pas dire « neutre », ni « à la fois oxydant et réducteur ».
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pH et concentration en ions oxonium
Rappel. En 3e, on a classé les solutions acides, neutres ou basiques sur l’échelle de pH : pH : solutions acides, neutres et basiques. On relie maintenant le pH à une concentration.
Définition du pH. Le pH d’une solution aqueuse diluée se calcule à partir de la concentration en ions oxonium :
pH = −log([H₃O⁺] / c°), avec c° = 1 mol·L⁻¹ (concentration standard)
Le pH est un nombre sans unité : on divise la concentration par c° avant de prendre le logarithme décimal. La relation réciproque donne la concentration :
[H₃O⁺] = c° × 10−pH
Le logarithme décimal. log(10n) = n, et log(a × b) = log a + log b. Conséquence : quand [H₃O⁺] est multipliée par 10, le pH diminue d’une unité ; une solution de pH 3 contient 100 fois plus d’ions oxonium qu’une solution de pH 5.
En haut : le pH ; en bleu : [H₃O⁺] en mol·L⁻¹, divisée par 10 à chaque unité de pH en plus.
Précision. On donne en général le pH avec une décimale ; la concentration correspondante s’écrit alors avec deux chiffres significatifs.
Vérifier la relation au laboratoire. Le chlorure d’hydrogène réagit totalement avec l’eau : HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻. Dans l’acide chlorhydrique, [H₃O⁺] est donc égale à la concentration c en HCl apporté, et la relation prévoit pH = −log(c/c°). On le teste en mesurant au pH-mètre, étalonné au préalable, le pH de solutions obtenues par dilutions successives d’un facteur 10 : chaque dilution doit faire monter le pH d’une unité, tant que la solution reste nettement acide.
De la concentration au pH. [H₃O⁺] = 6,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹ : pH = −log(6,0 × 10⁻⁵) ≈ 4,2.
Du pH à la concentration. pH = 8,6 : [H₃O⁺] = 10−8,6 mol·L⁻¹ ≈ 2,5 × 10⁻⁹ mol·L⁻¹. À la calculatrice : 10^(−8,6).
Comparer deux solutions. Une solution A de pH 2,0 et une solution B de pH 4,0 : 4,0 − 2,0 = 2 unités, donc A contient 10² = 100 fois plus d’ions oxonium par litre que B.
Réflexe — pH qui monte d’une unité = [H₃O⁺] divisée par 10 ; pH qui baisse d’une unité = [H₃O⁺] multipliée par 10. Je contrôle l’ordre de grandeur : pour pH = 8,6, la concentration est entre 10⁻⁹ et 10⁻⁸ mol·L⁻¹.
Attention — le pH n’est pas proportionnel à la concentration : diluer deux fois un acide chlorhydrique ne fait monter son pH que de log 2 ≈ 0,3. Et pH = −log c ne vaut que si tout l’acide apporté a donné des ions H₃O⁺, comme pour l’acide chlorhydrique : ce n’est pas vrai pour l’acide éthanoïque (chapitre suivant).
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Autoprotolyse de l’eau et produit ionique Ke
Autoprotolyse de l’eau. L’eau étant amphotère, une molécule d’eau peut céder un ion H⁺ à une autre :
2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻
Cette réaction est très limitée : dans l’eau pure à 25 °C, il n’y a que 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹ d’ions H₃O⁺ et autant d’ions HO⁻.
Produit ionique de l’eau. Dans toute solution aqueuse, les concentrations en ions oxonium et hydroxyde sont liées :
Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] / c°², avec Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C
Ke est sans unité et ne dépend que de la température. Si l’on connaît [H₃O⁺], on en déduit [HO⁻] = Ke × c°² / [H₃O⁺], et inversement.
Acide, neutre ou basique (à 25 °C).
- solution acide : [H₃O⁺] > [HO⁻], pH < 7,0 ;
- solution neutre : [H₃O⁺] = [HO⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹, pH = 7,0 ;
- solution basique : [H₃O⁺] < [HO⁻], pH > 7,0.
La soude, solution d’hydroxyde de sodium. Le solide se dissout entièrement en ions : NaOH(s) → Na⁺(aq) + HO⁻(aq). Pour une concentration apportée c, [HO⁻] = c, puis [H₃O⁺] se déduit de Ke.
La température compte. Ke augmente avec la température : 5,5 × 10⁻¹⁴ à 50 °C. L’eau pure y est toujours neutre, [H₃O⁺] = [HO⁻], mais ces concentrations valent alors 2,3 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹ : son pH est 6,6.
Exemple 1 — du pH à [HO⁻]. Une solution a un pH de 9,3 à 25 °C. [H₃O⁺] = 10−9,3 ≈ 5,0 × 10⁻¹⁰ mol·L⁻¹, puis [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ ÷ (5,0 × 10⁻¹⁰) = 2,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹ : bien plus que [H₃O⁺], la solution est basique.
Exemple 2 — le pH d’une soude. Soude de concentration c = 2,5 × 10⁻³ mol·L⁻¹ à 25 °C : [HO⁻] = 2,5 × 10⁻³ mol·L⁻¹, [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻¹⁴ ÷ (2,5 × 10⁻³) = 4,0 × 10⁻¹² mol·L⁻¹, donc pH = −log(4,0 × 10⁻¹²) ≈ 11,4.
Réflexe — à 25 °C, je compare le pH à 7,0 ; à une autre température, je compare [H₃O⁺] et [HO⁻], ou le pH à la valeur de neutralité de cette température. Diluer 10 fois une soude divise [HO⁻] par 10, donc multiplie [H₃O⁺] par 10 : le pH baisse d’une unité et se rapproche de la neutralité.
Attention — Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴ est un produit de deux concentrations, pas la concentration de l’un des ions. Et « pH = 7 » ne veut dire « neutre » qu’à 25 °C : à 50 °C, une solution de pH 7,0 est légèrement basique.
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Pour aller plus loin
Au chapitre suivant. Un acide qui réagit totalement avec l’eau, comme le chlorure d’hydrogène, est un acide fort ; l’acide éthanoïque, qui n’en cède qu’une petite partie, est un acide faible. Le taux d’avancement final, la constante d’acidité KA et le pKA, les diagrammes de prédominance et de distribution, les indicateurs colorés et les solutions tampons sont traités dans Force des acides et des bases : Ka, pKa et tampons.
Dans les chapitres voisins. Une réaction acide-base sert de support aux titrages suivis par pH-métrie ou par conductimétrie : Titrages suivis par pH-métrie et conductimétrie. Une réaction qui s’arrête avant l’épuisement d’un réactif se décrit par un quotient de réaction et une constante d’équilibre : Évolution spontanée : quotient de réaction et constante d’équilibre.
- Un acide cède un ion H⁺, une base en capte un ; un couple s’écrit acide/base, de demi-équation acide = base + H⁺.
- Acide carboxylique R–COOH / ion carboxylate R–COO⁻ ; ion ammonium R–NH₃⁺ / amine R–NH₂, dont l’azote capte H⁺ avec son doublet non liant.
- Réaction acide-base : acide₁ + base₂ → base₁ + acide₂ ; H⁺ disparaît en additionnant les demi-équations, la charge est conservée.
- Une espèce amphotère appartient à deux couples, acide dans l’un, base dans l’autre : l’eau, l’ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻.
- pH = −log([H₃O⁺]/c°) et [H₃O⁺] = c° × 10⁻ᵖᴴ : une unité de pH en plus, c’est dix fois moins d’ions oxonium.
- Autoprotolyse de l’eau : Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻]/c°² = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C ; neutre à pH 7,0 seulement à 25 °C.
Questions fréquentes
Qu’est-ce qu’un couple acide-base ?
Un acide cède un ion hydrogène H⁺, une base en capte un. Un acide et la base qu’il devient en cédant H⁺ forment un couple, noté acide/base, l’acide en premier : CH₃COOH/CH₃COO⁻, NH₄⁺/NH₃. Sa demi-équation s’écrit acide = base + H⁺, sans aucun électron.
Comment écrire le schéma de Lewis d’un ion carboxylate ou d’un ion ammonium ?
On compte les électrons de valence de tous les atomes, on ajoute un électron par charge négative et on en retire un par charge positive. Dans un ion carboxylate R–COO⁻, l’oxygène qui a perdu son hydrogène porte trois doublets non liants et la charge −. Dans un ion ammonium R–NH₃⁺, l’azote est lié à quatre atomes, sans doublet non liant, et porte la charge +.
Comment écrire l’équation d’une réaction acide-base ?
On repère l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. On écrit la demi-équation de l’acide qui cède H⁺ et celle de la base qui le capte, puis on les additionne : H⁺ disparaît et l’on obtient acide₁ + base₂ → base₁ + acide₂. On vérifie enfin la conservation des éléments et de la charge.
Qu’est-ce qu’une espèce amphotère ?
C’est une espèce qui appartient à deux couples acide-base, acide dans l’un et base dans l’autre. L’eau est la base du couple H₃O⁺/H₂O et l’acide du couple H₂O/HO⁻ ; l’ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ est la base du couple CO₂,H₂O/HCO₃⁻ et l’acide du couple HCO₃⁻/CO₃²⁻. Face à un acide, elle capte H⁺ ; face à une base, elle le cède.
Comment passer du pH à la concentration en ions oxonium ?
Le pH vaut −log([H₃O⁺]/c°), avec c° = 1 mol/L, et inversement [H₃O⁺] = c° × 10 puissance (−pH). Une unité de pH en plus correspond à une concentration en ions oxonium divisée par 10. Par exemple, pH = 3,0 correspond à 1,0 × 10⁻³ mol/L.
Qu’est-ce que le produit ionique de l’eau Ke ?
L’eau réagit très faiblement sur elle-même : 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻. Dans toute solution aqueuse, le produit [H₃O⁺] × [HO⁻] (en mol/L) vaut Ke = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C. On en déduit [HO⁻] à partir du pH. Ke augmente avec la température : à 50 °C, l’eau pure neutre a un pH de 6,6.
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