Acides et bases selon Brönsted

Un acide et une base

Suite à leurs travaux de recherches, deux chimistes, Thomas Lowry et Joannes Brönsted, ont énoncé une théorie sur les interactions acido-basiques dans un milieu réactionnel.

La théorie de Brönsted-Lowry, plus communément appelé théorie de Brönsted, décrit les réactions acido-basiques comme un échange de protons ($\text{H}^+$) entre deux espèces : un acide et une base.

Définition

Acide :

Un acide est une espèce capable de céder un ou plusieurs proton(s) $(\text{H}^+)$.

Définition

Base :

Une base est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs proton(s) $(\text{H}^+)$.

Définition

Réaction acido-basique :

Une réaction acido-basique est donc décrite par Brönsted par l’équilibre suivant : $$\text{Acide} \rightleftharpoons \text{Base} + \text{H}^+ $$

De plus, à chaque fois qu’un acide $\text{AH}$ cède un proton, on obtient sa base conjuguée $\text{A}^-$.

• $\text{AH}$ et $\text{A}^-$ forment un couple acide/base :

$$\text{AH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}^+ $$

• Cette flèche « $\rightleftharpoons$ » est une double flèche d’équilibre.
  Elle indique que la réaction chimique se fait de façon concomitante, dans les deux sens : c’est un équilibre chimique.

À retenir

• Pour représenter un couple acide/base, l’acide est toujours mis en premier suivi de sa base conjuguée et les deux espèces sont espacés par un slash : le couple acide/base $\text{AH/A}^-$.
• La réaction de transformation de l’acide $\text{AH}$ en sa base conjuguée $\text{A}^-$ avec un seul proton ($\text{H}^+$), pour cette réaction, est la réaction de demi-équation du couple $\text{AH/A}^-$.

Rappel

La demi-équation du couple acide/base doit être équilibrée par les lois de conservation vues en classe de seconde.

Exemple

Prenons l’acide acétique : $\text{CH}_3\text{COOH}$ et l’ion acétate : $\text{CH}_3\text{COO}^-$.
Les deux espèces chimiques forment le couple acide/base suivant : $\text{CH}_3\text{COOH/CH}_3\text{COO}^-$.

Le passage de l’espèce acide à l’espèce basique est modélisé par la demi-équation suivante : $$\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- +\text{H}^+$$

Prenons l’acide chlorhydrique : $\text{HCl}$ et l’ion chlorure : $\text{Cl}^-$.
Les deux espèces forment le couple acide/base suivant : $\text{HCl/Cl}^-$.

Le passage de l’espèce acide à l’espèce basique est modélisé par la demi-équation suivante : $$\text{HCl} \rightleftharpoons \text{Cl}^- + \text{H}^+$$

Quand un acide est capable de céder au moins deux protons $(\text{AH}_2)$, une troisième espèce rentre en jeu et il nous faut écrire au moins deux demi-équations acido-basiques :

• Dans la réaction 1, $\text{AH}_2^+$ est l’acide et $\text{AH}$ est la base.
  Alors que dans la réaction 2, $\text{AH}$ devient l’acide et $\text{A}^-$ est la base.

Définition

Ampholyte :

Une espèce chimique pouvant se comporter à la fois comme un acide ou comme une base selon la situation est dite : ampholyte.

• La solution correspondante est appelée amphotère.

Exemple

L’acide carbonique $\text{H}_2\text{CO}_3$ est un acide capable de céder $2$ protons. Par conséquent, deux couples acide/base et deux demi-équations sont en jeu :

$\text{H}_2\text{CO}_3/ \textcolor{#6495ED}{\text{HCO}_3^-} \,\,$Couple 1

$\textcolor{#6495ED}{\text{HCO}_3^-}/\text{CO}_3^{2-} \,\,$ Couple 2

$\text{H}_2\text{CO}_3 \rightleftharpoons \textcolor{#6495ED}{\text{HCO}_3^-} + \text{H}^+ \,\,$Demi-équation 1

$\textcolor{#6495ED}{\text{HCO}_3^-} \rightleftharpoons \text{CO}_3^{2-} + \text{H}^+$ Demi-équation 2

L'ion hydrogénocarbonate $\text{HCO}_3^-$ est une espèce ampholyte, parce qu’elle se comporte comme une base dans la réaction 1 et comme un acide dans la réaction 2.

À retenir

Un ampholyte est capable à la fois de capter ou de céder un proton selon le milieu réactionnel.

Une réaction acido-basique

• Par définition, un acide est capable de céder un ou plusieurs proton(s), tandis qu’une base est capable de capter un ou plusieurs proton(s).

Ainsi, l’acide 1 d’un couple $\text{Acide1/Base1}$ peut échanger un ou plusieurs proton(s) avec la base 2 d’un couple $\text{Acide2/Base2}$.
La réaction de ces deux espèces permettra de former la base 1 (base conjuguée de l’acide 1) et l’acide 2 (acide conjugué de la base 2) :

$$\text{Acide}1 + \text{Base}2 \rightleftharpoons \text{Base}1 + \text{Acide}2$$

• L’équation de la réaction doit respecter les lois de conservations vues en seconde, de sorte qu’il n’y ait alors plus de protons libres dans la réaction acido-basique.

Exemple

Quand l’acide chlorhydrique $\textcolor{#008000}{\text{HCl}}$ est mis en présence d’ammoniac $\textcolor{#6495ED}{\text{NH}_3}$ une réaction acido-basique se produit.

$\textcolor{#008000}{\text{HCl/Cl}^-} \,\,$Couple 1

$\textcolor{#6495ED}{\text{NH}_4^+/\text{NH}_3} \,\,$ Couple 2

Pour déterminer la réaction acido-basique, commençons par écrire les deux demi-équations acido-basiques des deux couples séparément :

$\textcolor{#008000}{\text{HCl}} \rightleftharpoons \textcolor{#008000}{\text{Cl}^-} + \text{H}^+ \,\,$Demi-équation 1

$\textcolor{#6495ED}{\text{NH}_4^+} \rightleftharpoons \textcolor{#6495ED}{\text{NH}_3} + \text{H}^+$ Demi-équation 2

La somme des deux demi-équations (1) et (2) :

$$\textcolor{#008000}{\text{HCl}} + \textcolor{#6495ED}{\text{NH}_3} + \text{H}^+ \rightleftharpoons \textcolor{#008000}{\text{Cl}^-} + \text{H}^+ + \textcolor{#6495ED}{\text{NH}_4^+}$$

Les protons s’équilibrent de façon à avoir le même nombre de protons cédés par $\text{HCl}$ que de protons captés par $\text{NH}_3$.
Ainsi, la réaction acido-basique équilibrée de l’acide chlorydrique avec l’ammoniac sera :

$$\textcolor{#008000}{\text{HCl}} + \textcolor{#6495ED}{\text{NH}_3} \rightleftharpoons \textcolor{#008000}{\text{Cl}^-} + \textcolor{#6495ED}{\text{NH}_4^+}$$

À retenir

Les trois étapes à suivre pour écrire une réaction acido-basique sont :

• Identification des deux couples acide/base en jeu et des espèces (un acide et une base) qui réagissent.
• Écriture des deux demi-équations.
• L’équation bilan de la réaction acido-basique est déduite par somme des deux demi-équations et après équilibre, de façon à ne plus avoir d’ion hydronium $\text{H}^+$ libres.

Exemple de réactions acido-basiques

Le cas de l’eau

L’eau, $\text{H}_2\text{O}$, est un ampholyte. En effet, elle participe à deux couples acide/base.

• Identification des deux couples acide/base

Dans le couple 1, l’eau est un acide, tandis que dans le couple 2, l’eau est une base.

• Écriture des deux demi-équations

• Les formes acide et basique de l’eau réagissent entre elles.
• L’équation bilan

$$\textcolor{#4169E1}{\text{H}_2\text{O}} + \textcolor{#1E90FF}{\text{H}_2\text{O}} \rightleftharpoons \textcolor{#4169E1}{\text{OH}^-} + \textcolor{#1E90FF}{\text{H}_3\text{O}^+}$$ $$2 \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \textcolor{#4169E1}{\text{OH}^-} + \textcolor{#1E90FF}{\text{H}_3\text{O}^+}$$

• C’est la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

Le cas des acides carboxyliques

Tout acide carboxylique de formule semi-développée $\text{R-COOH}$ est un acide de Brönsted et peut donc céder un proton pour donner sa base conjuguée : l’ion carboxylate de formule semi-développée $\text{R-COO-}$.

Exemple

Soient les deux couples acide/base suivants : acide propionique/propionate et acide acétique/ion acétate.

En utilisant les formules semi-développées, voici les deux demi-équations :

L’équation bilan de la réaction de l’acide propionique avec l’acétate est donc :

Cette réaction ne sert que d’exemple pour ce cours mais elle ne sera pas favorisée parce que les deux couples en jeu n’ont pas des propriétés physico-chimiques adéquates pour réagir entre eux.

Le cas des amines

Rappel

Une amine est une fonction organique composée d’un atome d’azote $\text{N}$ trivalent (qui effectue trois liaisons simples). L’atome d’azote est lié à au moins un atome de carbone ($\text{R}_3\text{N}$, $\text{R}_2\text{NH}$ ou $\text{RNH}_2$).

Toute amine de formule semi-développée $\text{R}_3\text{N}$ est une base de Brönsted et peut donc capter un proton pour donner son acide conjugué : l’ion ammonium de formule semi développée $\text{R}_3\text{NH}^+$.

Exemple

Soient les deux couples acide/base suivants : ion méthylammonium/méthylamine et l’ion ammonium/ammoniac.

Les deux demi-équations sont :

L’équation bilan de la réaction de l’ion méthyl ammonium avec l’ammoniac est donc :

Cette réaction ne sert que d’exemple pour ce cours mais elle ne sera pas favorisée parce que les deux couples en jeu n’ont pas des propriétés physico-chimiques adéquates pour réagir entre eux.