Au collège, un acide était défini par son goût ou par sa réaction avec certains métaux. La théorie de Brønsted (1923) donne une définition plus générale, fondée sur l'échange d'un proton H⁺ entre deux espèces chimiques.
Un acide selon Brønsted est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton H⁺ au cours d'une réaction chimique.
Une base selon Brønsted est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter (accepter) un proton H⁺ au cours d'une réaction chimique.
Un couple acide/base, noté AH/A⁻, est formé d'un acide AH et de sa base conjuguée A⁻ (ou d'une base B et de son acide conjugué BH⁺), reliés par la demi-équation d'échange de proton : AH ⇌ A⁻ + H⁺.
Quelques couples acide/base courants : H3O⁺/H2O, H2O/HO⁻, CH3COOH/CH3COO⁻ (couple de l'acide acétique), NH4⁺/NH3. L'eau, capable à la fois de céder et de capter un proton, est dite amphotère.
Le pH (potentiel Hydrogène) est une grandeur sans unité qui permet de caractériser rapidement le caractère acide, neutre ou basique d'une solution aqueuse.
Le pH d'une solution aqueuse est lié à la concentration en ions oxonium [H3O⁺] (exprimée en mol/L) qu'elle contient. Plus une solution est concentrée en ions H3O⁺, plus son pH est petit.
[H3O⁺] = 10⁻ᵖᴴ (mol/L), relation valable à 25 °C pour les solutions aqueuses diluées, pour lesquelles le pH varie usuellement entre 0 et 14.
| pH | Caractère de la solution | Exemple |
|---|---|---|
| 0 à 2 | Très acide | Acide chlorhydrique concentré, suc gastrique |
| 3 à 6 | Acide | Jus de citron (≈2), vinaigre (≈3), pluie (≈5,6) |
| 7 | Neutre | Eau pure à 25 °C |
| 8 à 11 | Basique | Eau de mer (≈8), savon (≈10) |
| 12 à 14 | Très basique | Eau de Javel, solution d'hydroxyde de sodium concentrée |
Le pH-mètre est le seul des trois outils qui donne une valeur précise du pH ; le papier pH et les indicateurs colorés ne donnent qu'une estimation, mais restent pratiques et rapides sur le terrain.
| Caractéristique | Gaz chlorhydrique | Solution d'acide chlorhydrique |
|---|---|---|
| Formule | HCl (molécule) | Ions H3O⁺ et Cl⁻ dissous dans l'eau |
| État physique | Gaz incolore, à odeur piquante et suffocante | Liquide incolore |
| Solubilité | Extrêmement soluble dans l'eau (fume à l'air humide) | — |
| Conductivité électrique | Ne conduit pas le courant (pas d'ions libres) | Conduit le courant (présence d'ions) |
Lorsque le gaz chlorhydrique est dissous dans l'eau, la réaction d'ionisation est totale (elle ne s'écrit qu'avec une seule flèche, pas d'équilibre) : HCl + H2O → H3O⁺ + Cl⁻. C'est pourquoi l'acide chlorhydrique est qualifié d'acide fort.
HCl + NaOH → NaCl + H2O (réaction de neutralisation, exothermique). Sous forme ionique : H3O⁺ + OH⁻ → 2 H2O.
L'acide chlorhydrique réagit avec de nombreux métaux en dégageant du dihydrogène (identifié par le test à la flamme, « aboiement ») et en formant un chlorure métallique :
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑ (le zinc se dissout avec effervescence)
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2↑ (formation de chlorure de fer II, solution verdâtre)
En revanche, l'argent (Ag) ne réagit pas avec l'acide chlorhydrique : c'est un métal noble, moins réactif que l'hydrogène.
| Caractéristique | Hydroxyde de sodium solide (soude caustique) | Solution aqueuse |
|---|---|---|
| Nature | Solide ionique blanc, formé d'ions Na⁺ et OH⁻ | Liquide incolore |
| Propriété | Très hygroscopique (absorbe l'humidité de l'air), très corrosif | Fortement basique, corrosive, glissante au toucher |
| Dissolution | — | NaOH → Na⁺ + OH⁻ (dissociation totale dans l'eau) |
L'électrolyse de l'hydroxyde de sodium fondu (procédé Castner) permet d'obtenir le sodium métallique :
À la cathode (réduction) : Na⁺ + e⁻ → Na
À l'anode (oxydation) : 4 OH⁻ → O2 + 2 H2O + 4 e⁻
Bilan : 4 NaOH (fondu) → 4 Na + O2 + 2 H2O
La concentration molaire volumique d'une solution de NaOH est c = n/V, où n est la quantité de matière de NaOH dissoute (en mol) et V le volume de la solution (en L).
| Ion testé | Réaction avec NaOH | Couleur du précipité |
|---|---|---|
| Fe²⁺ | Fe²⁺ + 2 OH⁻ → Fe(OH)2 | Vert (verdit et brunit à l'air) |
| Fe³⁺ | Fe³⁺ + 3 OH⁻ → Fe(OH)3 | Rouille (rouge-brun) |
Un dosage (ou titrage) est une opération qui permet de déterminer la concentration inconnue d'une espèce chimique en solution (la solution titrée), en la faisant réagir avec une solution de concentration connue (la solution titrante), au moyen d'une réaction chimique dont l'équation est connue.
Une réaction acido-basique est une réaction chimique au cours de laquelle un acide et une base réagissent (échange de protons), le plus souvent totale et rapide. L'équivalence d'un dosage est l'état du système pour lequel les réactifs (acide et base) ont été mélangés en proportions stœchiométriques : les quantités de matière introduites correspondent exactement aux coefficients de l'équation de la réaction. Pour un dosage entre un monoacide et une monobase, l'équivalence est atteinte lorsque n(acide) = n(base).
La solution titrante (par exemple NaOH) est placée dans une burette graduée, au-dessus d'un erlenmeyer contenant la solution à titrer (par exemple HCl de volume connu) additionnée de quelques gouttes d'un indicateur coloré. Un agitateur magnétique homogénéise le mélange pendant que l'on verse progressivement la solution titrante, goutte à goutte au voisinage de l'équivalence, jusqu'au changement de couleur.
La zone de virage d'un indicateur coloré est l'intervalle de pH dans lequel il change progressivement de couleur.
| Indicateur coloré | Zone de virage (pH) | Teinte acide → teinte basique |
|---|---|---|
| Hélianthine (méthylorange) | 3,1 – 4,4 | Rouge → Jaune |
| Bleu de bromothymol (BBT) | 6,0 – 7,6 | Jaune → Bleu |
| Phénolphtaléine | 8,2 – 10,0 | Incolore → Rose |
Pour repérer correctement l'équivalence, on choisit un indicateur dont la zone de virage encadre le pH de la solution à l'équivalence (pour un dosage acide fort/base forte, ce pH vaut 7, ce qui rend le BBT particulièrement adapté).
Pour un dosage entre un acide et une base de stœchiométrie 1:1, à l'équivalence : Ca × Va = Cb × Vb, où Ca, Va sont la concentration et le volume de la solution titrée, et Cb, Vb ceux de la solution titrante versée.
1) Une solution aqueuse a un pH égal à 3. Calculer sa concentration en ions oxonium [H3O⁺].
2) Une autre solution a une concentration en ions oxonium [H3O⁺] = 2,0×10⁻⁵ mol/L. Calculer son pH.
3) Laquelle de ces deux solutions est la plus acide ?
1) [H3O⁺] = 10⁻ᵖᴴ = 10⁻³ = 1,0×10⁻³ mol/L.
2) pH = −log[H3O⁺] = −log(2,0×10⁻⁵) = 5 − log(2,0) ≈ 5 − 0,3 = 4,7.
3) La première solution (pH = 3, [H3O⁺] = 1,0×10⁻³ mol/L) est plus concentrée en ions H3O⁺ que la seconde ([H3O⁺] = 2,0×10⁻⁵ mol/L). Elle est donc plus acide (pH plus petit).
On introduit une masse m = 1,3 g de poudre de zinc (masse molaire M(Zn) = 65 g/mol) dans un excès d'acide chlorhydrique.
1) Écrire l'équation de la réaction chimique.
2) Calculer la quantité de matière de zinc introduite.
3) En déduire la quantité de matière de dihydrogène dégagé, puis son volume V(H2), mesuré dans des conditions où le volume molaire vaut Vm = 24 L/mol.
1) Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
2) n(Zn) = m/M = 1,3/65 = 0,020 mol.
3) D'après l'équation, n(H2) = n(Zn) = 0,020 mol (rapport 1:1, le zinc étant le réactif limitant puisque l'acide est en excès).
V(H2) = n(H2)×Vm = 0,020×24 = 0,48 L = 480 mL.
On mélange V1 = 20 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration C1 = 0,10 mol/L avec V2 = 15 mL d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C2 = 0,20 mol/L.
1) Écrire l'équation de la réaction.
2) Calculer les quantités de matière initiales d'acide et de base. Quel est le réactif en excès ?
3) Calculer la concentration de l'espèce en excès dans le mélange final. Le mélange est-il acide, basique ou neutre ?
1) HCl + NaOH → NaCl + H2O (réaction 1:1).
2) n(HCl) = C1×V1 = 0,10×0,020 = 2,0×10⁻³ mol.
n(NaOH) = C2×V2 = 0,20×0,015 = 3,0×10⁻³ mol.
Comme la réaction est 1:1 et que n(NaOH) > n(HCl), l'acide chlorhydrique est le réactif limitant : NaOH est en excès, avec n(NaOH)_excès = 3,0×10⁻³ − 2,0×10⁻³ = 1,0×10⁻³ mol.
3) Volume total du mélange : V = V1+V2 = 20+15 = 35 mL = 0,035 L.
[NaOH]_excès = 1,0×10⁻³/0,035 ≈ 2,9×10⁻² mol/L.
Le mélange contient un excès d'hydroxyde de sodium : il est donc basique (pH > 7).
Pour déterminer la concentration Ca d'une solution d'acide chlorhydrique (S), on prélève un volume Va = 10 mL de (S) que l'on dose, en présence de BBT, par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration Cb = 0,05 mol/L. L'équivalence est repérée (virage du BBT du jaune au bleu) pour un volume versé Vb = 16 mL.
1) Écrire l'équation de la réaction de dosage.
2) Établir la relation entre les quantités de matière à l'équivalence, puis calculer Ca.
1) HCl + NaOH → NaCl + H2O.
2) À l'équivalence (réaction 1:1) : n(HCl) = n(NaOH), soit Ca×Va = Cb×Vb.
Ca = (Cb×Vb)/Va = (0,05×16)/10 = 0,8/10 = 0,08 mol/L.
On dispose d'une solution d'acide chlorhydrique (S) de concentration inconnue Ca.
10 questions · Correction immédiate
Selon la théorie de Brønsted, un acide est une espèce chimique capable de :
Selon la théorie de Brønsted, une base est une espèce chimique capable de :
Dans un couple acide/base noté AH/A⁻, la relation qui relie les deux espèces conjuguées est :
La relation qui relie le pH d'une solution aqueuse à sa concentration en ions oxonium [H3O⁺] est :
Une solution a un pH égal à 2. Sa concentration en ions oxonium vaut :
Parmi les méthodes suivantes, laquelle permet de mesurer le pH d'une solution avec la meilleure précision ?
Le gaz chlorhydrique et la solution aqueuse d'acide chlorhydrique diffèrent essentiellement car :
Parmi les métaux suivants, lequel ne réagit PAS avec une solution d'acide chlorhydrique ?
L'ajout d'une solution d'hydroxyde de sodium à une solution contenant des ions Fe³⁺ fait apparaître un précipité de couleur :
Lors d'un dosage acido-basique, la zone de virage d'un indicateur coloré correspond à :
