Dans ce module, nous allons examiner l’un des principaux types de réaction de la chimie. Les réactions peuvent effectivement être classés en trois grandes catégories :
– réactions acides-bases
-réactions d’oxydo-réduction(rédox) .
-réactions de solubilité (de dissolution et de précipitation)
Les deux derniers types de réaction seront vus dans d’autres sections de nos leçons. Ici nous allons mettre l’accent sur les réactions acide-bases. La première étape sera d’introduire les définitions de l’acide, de base et la notion d’acidité. Nous verrons ensuite la force de différents acides et bases et nous etudieront ensuite la neutralisation d’un acide par une base.
Definitions
Un proton est un atome d’hydrogène (H) qui a perdu son électron (e-). Par conséquent un proton est seulement constitué d’un noyau de l’atome d’hydrogène qui est chargé positivement. Nous avons là à considérer que le noyau d’un atome est seulement une très petite fraction du volume d’un atome (rayon de 
). En raison de sa petite taille, un proton peut diffuser partout et se déplacer dans n’ importe quel matériel jusqu’à sa neutralisation.
Plusieurs définitions ont été données à un acide et une base. Arrhenius a proposé :
-un acide est un donateur de protons
-une base est un donateur de OH-
Cette définition explique bien beaucoup de réactions, par exemple :
Toutefois, certains composés basiques ne possèdent pas de groupe OH et peuvent encore neutraliser les acides. Par exemple NH3 peut réagir avec H +, mais ne peut pas libérer de OH-. Une tentative d’explication était d’introduire NH4OH :
mais ce composé n’ existe tout simplement pas.
Brønsted and Lowry ont proposé une autre théorie :
-un acide est un donneur de protons.
-une base est un capteur de protons.
Lorsqu’une base réagit avec un acide, ils forment respectivement leurs acide et base conjugués
Consirérons un acide HA,et une base B, l’équation peut être écrite :
HA perd un proton pour former sa base conjuguée A- . La base B reçoit le proton pour former son acide conjugué HB +.
Le point intéressant avec cette théorie, est que l’acidité d’un composé dépend de la réaction dans laquelle il intervient. Il permet à certains composés d’être considérés à la fois comme un acide et une base. Par exemple H2O peut donner ou recevoir des protons.
ce type de composé est appelé amphotère. Il y a donc à la fois de l’acide et de la base dans l’eau. Toutefois lorsque nous buvons ou que nous mettons notre main dans l’eau nous ne sentons pas ces substances, pourquoi? La raison est que les trois substances (H2O, H3O+ et OH-) sont en équilibre. La réaction juste au-dessus va dans les deux sens, comme il est indiqué par la double flèche. Cependant, la réaction ne va pas dans les deux directions à la même vitesse. La constante d’équilibre pour la réaction allant de gauche à droite est Kw=10-14mol2l-2=[H3O+][OH–]. Alors que celle de la réaction allant de droite à gauche est K=1/Kw=1014mol-2l2. Cela signifie que l’équilibre est fortement orienté vers la gauche. Il n’ est donc pas fréquent qu’une molécule de H2O soit autoprotolysée et lorsque ça se produit, la réaction inverse est très rapide.
Avec Kw, nous pouvons déterminer la concentration de protons (ou H3O+) dans l’eau.
comme H3O+ et OH- sont produits au même rythme, leur concentration est égale : [H3O +] = [OH-]. Donc :
Dans l’eau pure, à tout moment, la concentration en protons est donc 10-7 M (M = moles / l). Si un acide est mis dans l’eau, la quantité de protons dans la solution augmente. Inversement, si une base est mise dans l’eau, la quantité de protons diminue. L’acidité d’une solution est alors mesurée par la concentration des protons dans la solution. Pour plus de confort l’échelle, appelée potentiel hydrogène ou pH, est diminuée du logarithme de la concentration en protons :
et va de 0 à 14 dans des solutions aqueuses. A pH = 0, la concentration des protons dans la solution est de 1M. A pH = 14 presque tous les protons sont éliminés de la solution par la base. Le pH n’est pas infinie, car il existe toujours quelques protons restants dans la solution en raison de l’équilibre. pH = 7 est un pH neutre et c’est le pH de l’eau pure. La plupart des espèces vivantes sont adaptés à ce pH neutre. D’autres se sont adaptées à des conditions basiques ou acides pour éviter la prédation ou concurrence pour les ressources.
Nous pouvons également parler de pOH pour les bases avec pOH = -log [OH-]. pOH n’est cependant généralement pas utilisé. Pour la solution aqueuse basique il est plus facile de se référer à pH = 14 pOH = 14 + log [OH-].
Lewis : acids et bases
La même année Gilbert Newton Lewis a proposé une alternative plus large pour la définition des acides et des bases : une base de Lewis est définie comme un composé qui peut donner une paire d’électrons à un acide de Lewis, un composé qui peut accepter une paire d’électrons. Considérant les mêmes notations que ci-dessus
Les deux points dans cette notation représente la paire d’électron que la base de Lewis B et le A de base conjuguée portent. Le proton est un acide de Lewis, en acceptant les paires d’électrons. Avec une telle définition les acides ne sont plus limités aux substances portant des atomes d’hydrogène. Par exemple BF3 est un acide de Lewis comme l’alésage(bore) peut accepter une paire d’ électrons.
La dissociation de H et OH
Il est à noter que dans certains cas H n’est pas dissocié comme un proton. Lorsque la liaison entre deux atomes est brisée, la paire d’électrons reste avec un atome d’une plus grande électronégativité (χ-).
Exemples:
H-Cl: χ–Cl=3.16 χ–H=2.2
Dans ce cas, et comme prévu, la paire d’électrons reste sur l’atome de chlorure, car son électronégativité est supérieure à celle de l’hydrogène.
Na-H: χ–Na=0.93 χ–H=2.2
L’hydrure de sodium est l’une des rares exceptions où l’atome d’hydrogène prend la paire d’électrons. En effet, son électronégativité est supérieur en comparaison avec Na.
Si nous regardons maintenant à la liaison OH :
χ–O=3.44 χ–H=2.2
Ce groupe, typique dans les composés basiques peut se briser pour libérer un proton. Une molécule portant un groupement OH peut alors être acide ou basique en fonction de l’atome lié à l’oxygène.
Dans NaOH par exemple l’électronégativité de Na (Na-χ = 0,93) est plus petite que celle de l’hydrogène (χ-H = 2,2), et de loin. Par conséquent, c’est la liaison entre O et Na qui rompt. Comme le O est déjà chargé négativement, la liaison OH ne sera pas divisée pour donner O2 et H +.
Au contraire, dans HClO (Cl-OH), la différence d’électronégativité entre Cl-O est plus grande que celle entre OH. En conséquence, l’acide hypochloreux se divise en ClO- et H +.
En résumé, l’acidité d’une substance dépend de la réaction dans laquelle il prend part et la présence d’un atome d’hydrogène ou un groupe OH dans la substance ne veut pas dire qu’il s’agit d’un acide ou d’une base et vice versa le fait qu’une substance est acide ou basique ne signifie pas que cette substance porte un groupe H ou OH.
Mesure du pH
Il existe différentes méthodes pour mesurer ou donner une idée du pH d’une solution.
indicateur de pH
Lorsque quelques gouttes d’indicateur de pH sont ajoutées à une solution, l’indicateur de pH de la solution donne une couleur en fonction de l’acidité de la solution. Dans une zone donnée de pH la solution sera d’une certaine couleur tandis que la couleur est différente dans une autre zone de pH. Ces zones ne sont pas spécifiquement entre 0-7 et 7-14 et dépendent de l’indicateur de pH utilisé. Le changement de couleur est due à des interactions entre les protons et les molécules de l’indicateur de pH.
Par exemple le vert de bromocrésol est jaune sous sa forme acide et bleu dans sa forme de base. Il ya une zone de transition de pH pour le vert de bromocrésol entre le pH de 3,8 à 5,4 où sa couleur est verte, la couleur de « sa forme neutre » (en fait c’ est un mélange de l’acide et de base ). La structure de vert de bromocrésol est montrée est la figure 1. La couleur de la solution ne varie pas sensiblement dans la même zone de pH mais seulement à la limite entre les deux zones. Il est expliqué par le fait que seules quelques gouttes suffisent pour obtenir une couleur visible. En outre, comme il existe des interactions entre l’indicateur de pH et les protons, le pH de la solution est affecté par la présence de l’indicateur de pH.
Figure 1 : Structure du vert de bromocrésol dans sa forme acide (à gauche) et basique ( au milieu et à droite). Il existe deux structures de résonance pour la forme basique. La resonance sera vu dans d’autres chapitres (chimie organique)
Notez que, à pH = 5,5 par exemple, cet indicateur est dans sa forme de base même si la solution est acide. Les indicateurs de pH sont donc utiles d’avoir une idée de l’acidité de la solution. Cependant beaucoup d’indicateurs de pH existent et sont faciles à utiliser.
Papier pH
Le papier pH est un document contenant plusieurs indicateurs de pH.
Initialement jaune sa couleur varie, en fonction du pH de la solution du rouge profond pour acides à bleu profond pour les bases. Habituellement une gouttelette de la solution est tombé sur le papier pH, ce qui lui donne sa couleur. On peut ensuite comparer la couleur du papier pH à l’échelle sur la boîte du papier pH pour déterminer le pH de la solution.
pH-mètre
Ce dispositif détermine la concentration des protons dans la solution grâce à une électrode plongée dans la solution. Il est plus précis que les deux autres méthodes mais peut avoir besoin d’étalonnage. Son fonctionnement sera vu plus tard.