Réaction acide-base

Réactions acido-basiques : Transformation chimique

Avant de nous plonger dans les quatre différents types de réactions acido-basiques, nous allons essayer de passer rapidement en revue ce qu'est une réaction acido-basique ! En se basant sur le nom, n'importe qui pourrait probablement dire qu'une réaction acido-basique est clairement une réaction entre un acide et une base. Techniquement, c'est vrai, mais c'est à peu près aussi clair que de dire qu'une explosion, c'est quand quelque chose explose !

Alors, comment définir une réaction acido-basique ?

Cette définition nous permet d'observer deux aspects importants des réactions acido-basiques :

1. La plupart du temps, la réaction forme de l'eau et du sel ;
2. L'équation de base sera la suivante : \( Acide + Base \rightarrow Eau + Sel \) ;
3. L'eau étant neutre, c'est le sel qui détermine le pH de chaque réaction.

Cela signifie également que l'explosion volcanique de notre expo-sciences de l'école primaire ne produit en réalité que de l'eau et du sel qui forment des bulles à cause du dioxyde de carbone !

Tu te demandes peut-être, s'il s'agit d'une réaction acide-base générale, pourquoi tous les différents types de réactions ont-ils de l'importance s'ils produisent tous la même chose ? Eh bien, toutes les réactions ne sont pas complètement neutralisées et des solutions de différents niveaux de pH peuvent être produites en fonction de la force des acides et des bases qui réagissent ensemble !

Il est important que tu comprennes ce que sont les acides et les bases et comment ils réagissent normalement, alors n'hésite pas à revenir en arrière et à te rafraîchir la mémoire !

Couple acide-base

Chaque acide \( HA \) est associé à une base (sa base conjuguée \( A^- \) ) .

Chaque base \( B \) est associée à un acide (son acide conjugué \( BH^+ \) ).

Les espèces conjuguées forment un couple acide-base.

Réactions acides-bases fortes

Nous allons essayer de commencer par les réactions qui te sont probablement les plus familières entre un acide fort et une base forte !

Que se passe-t-il donc si l'on mélange un acide fort et une base forte ? Découvrons-le !

Nous allons essayer d'étudier cette réaction avec du chlorure d'hydrogène \( HCl \) , un acide fort, et de l'hydroxyde de sodium \( NaOH \) , une base forte !

Nous pouvons maintenant déterminer notre équation ionique nette et observer la réaction de neutralisation fondamentale qui se produit.

$$ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

En nous débarrassant des ions spectateurs, nous obtenons :

$$ H^+ + OH^- \rightarrow H_2O $$

C'est exactement ce qui devrait se produire dans une réaction de neutralisation : un proton, \( H^+ \) , et un ion hydroxyde, \( OH^- \) , réagissant pour former de l'eau !

Cette équation nous permet d'observer qu'étant donné que les bases et les acides forts se dissocient complètement, si nous présentons une quantité molaire égale de chacun d'eux réagissant l'un avec l'autre, ils se "neutraliseront" complètement et le pH sera de sept.

Mais il est rare que nous ayons un scénario parfait dans lequel les moles de l'acide fort et de la base sont exactement égales, alors que se passe-t-il s'il y a des quantités inégales de moles dans une réaction ? C'est là que le plaisir peut commencer !

Nous allons travailler ensemble sur un problème d'exemple et couvrir les étapes importantes pour comprendre ce qui se passe !

Comment calculer le pH d'une solution ?

Pour calculer le pH d'une solution, tu dois déterminer quel réactif est en excès. Tu peux alors calculer la concentration des ions hydrogène ou des ions hydroxyde restants, puis calculer le pH comme précédemment. Nous allons maintenant essayer un exemple pour t'aider à comprendre le processus.

L'organigramme suivant résume le commentaire sur le calcul du pH pour les acides forts, les bases et les mélanges des deux.

Fig.1- Calculer le pH d'une solution.

Base faible - Acide fort

Nous allons maintenant passer à la réaction qui se produit entre une base faible et un acide fort. Nous suivrons le même schéma que pour la section sur les bases et les acides forts en commençant par déterminer la réaction générique entre les bases faibles et les acides forts et en travaillant alors sur un exemple !

Pour déterminer l'équation ionique complète, nous notons que seul l'acide fort, \( HCl \) , se dissociera complètement en ions, tandis que le réactif (côté gauche), l'ammoniac, \( NH_3 \) , ne sera que partiellement ionisé :

$$ H^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_{4\,(aq)}^+ + Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

En se débarrassant des ions spectateurs, nous obtenons l'équation suivante :

$$ H^+_{(aq)} + NH_{3\,(aq)} \rightarrow NH_{4\,(aq)}^+ + H_2O_{(l)} $$

C'est l'équation ionique nette.

À partir de cette équation ionique, nous pouvons dire que l'équation générique de toute équation base faible-acide fort sera :

$$ H^+_{(aq)} + B_{(aq)} \rightarrow BH^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

Mais quel serait le pH ? Acide, basique, neutre ? Réfléchissons-y.

Bien que, comme le montre l'équation ionique nette, l'ammoniac, \( NH_3 \) , soit complètement converti en ammonium, \( NH_4^+ \) , (c'est la signification de la flèche unidirectionnelle, \( \rightarrow \) ) ce n'est pas la fin de l'histoire. Contrairement à la réaction acide fort-base, si une base faible et un acide fort sont ajoutés en quantités molaires égales, l'ammonium, \( NH_4^+ \) , qui en résulte existera en équilibre avec l'ion hydronium \( H_3O^+ \) . Alors, peux-tu deviner quelle est la seule espèce dont nous devons nous préoccuper pour déterminer le pH ? Il s'agit de l'ion ammonium, \( NH_4^+ \) , dans une solution aqueuse !

Du côté des produits (côté droit) de l'équation ionique nette, il reste \( NH_4^+ \) et \( H_2O \) . L'ion ammonium réagit avec l'eau, formant un équilibre avec l'ion hydronium. Par conséquent :

$$ NH_{4\,(aq)}^+ + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{3\,(aq)} + H_3O^+_{(aq)} $$

Cet équilibre présente l'effet net de produire plus d'ions hydronium qui augmentent le pH et rendent la solution légèrement acide !

Acide faible - Base forte

Des processus de réflexion et une logique similaires peuvent être appliqués aux réactions d'acide faible et de base forte.

Utilisons la réaction entre l'acide acétique \( CH_3COOH \) et l'hydroxyde de potassium \( KOH \) ! Écris l'équation chimique équilibrée !

L'équation chimique correcte est la suivante :

$$ CH_3COOH_{(aq)} + KOH_{(aq)} \rightarrow CH_3COOK_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

Pour trouver l'équation ionique nette, nous conservons l'acide faible ensemble et séparons le \( KOH \) en ions puisqu'il s'agit d'une base forte qui se dissocie à \( 100 \% \) .

$$ CH_3COOH_{(aq)} + K^+_{(aq)} +OH^-_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + K^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

Après avoir supprimé les ions spectateurs, nous obtenons l'équation suivante :

$$ CH_3COOH_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

À partir de cette équation ionique, nous pouvons dire que l'équation générique pour toute équation acide faible-base forte sera :

$$ HA_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow A^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} $$

Dans le cas où l'acide faible et la base forte présentent une quantité égale de moles, qu'est-ce que cela signifie ? Cela signifie qu'ils se sont neutralisés l'un l'autre et que l'acide acétique et les ions hydroxyde seront complètement épuisés. Alors, peux-tu deviner quelle est la seule espèce dont nous devons nous préoccuper pour déterminer le pH ? C'est l'ion \( CH_3COO^- _{(aq)} \) !

Il nous reste \( CH_3COO^- \) et \( H_2O \) qui peuvent en fait former une réaction d'équilibre puisque \( CH_3COO^- \) est une base faible.

$$ CH_3COO^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons CH_3COOH_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$

Cet équilibre produit davantage d'ions hydroxyde qui augmentent le pH et le rendent légèrement basique !

Autoprotolyse de l'eau

Dans l'eau, il se produit spontanément ce que l'on appelle une autoprotolyse. Les molécules d'eau peuvent aussi bien céder des protons que les absorber. Il se forme ainsi en permanence de petites quantités d'ions oxonium \( H_3O^+ \) ainsi que d'ions hydroxyde \( OH^- \) dans l'eau. Tu peux décrire cela avec l'équation de réaction suivante :

$$ 2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- $$

Comme l'eau est dans ce cas à la fois un acide et une base, on appelle également l'eau un ampholyte.

Tampons

Comme indiqué précédemment, un autre scénario auquel nous pouvons être confrontés est celui d'un excès d'acide ou de base. Dans ce cas, si un couple acide-base conjugué réagit avec lui-même, un tampon se forme !

Voici comment on résoudrait le pH d'une réaction entre un acide faible et une base forte si l'acide est en excès. Comme la solution contient un excès d'acide et de base conjuguée, nous utilisons l'équation de Henderson-Hasselbalch définie comme suit \( pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]}) \) pour déterminer le pH d'une telle solution.