Réaction acido-basique

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Réaction acido-basique

Théorie acido-basique d'Arrhénius

Un acide est une substance capable de se dissocier en libérant des protons H+ en solution aqueuse. Une base est une substance capable de se dissocier en captant des ions hydroxyde OH- en solution aqueuse.

Théorie acido-basique de Bronsted-Lowry

On appelle acide au sens de Brönsted toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'acide acétique ou éthanoïque de formule chimique CH3CO2H est capable de céder un proton H+. Il s'agit donc d'un acide au sens de Brönsted. On appelle base au sens de Brönsted toute espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'ion acétate CH3CO2- est capable de capter un proton H+ pour donner l'acide éthanoïque. Il s'agit donc d'une base au sens de Brönsted. Notons que, dans le cadre de cette théorie, les acides sont reconnaissables en solution aqueuse par un pH inférieur à 7 et les bases par un pH supérieur à 7. Les acides et les bases peuvent être regroupées en couples acide/base. En effet, un acide perdant un proton H+ produit une espèce capable d'en capter un appelée base conjuguée. Exemples
- CH3CO2H/CH3CO2-
- NH4+/NH3
- C2H5CO2H/C2H5CO2- La réaction Acide = Base + H+ est une réaction équilibrée dont la constante d'équilibre Ka est notée fréquemment sous la forme logarithmique négative (-log(Ka)) pKa. Plus le pKa est élevé, plus l'acide est faible. Un acide fort est un acide dont le pKa est < 0. Parfois, suivant les réactions, certains corps peuvent se comporter comme des acides ou des bases. Ces corps sont des ampholytes. On dit aussi qu'ils ont un caractère amphotère. L'eau par exemple est un ampholyte. En effet, deux couples acide/base sont possibles :
- H2O/HO- (pKa = 14)
- H3O+/H2O (pKa=0)

La réaction acido-basique

Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base. Le couple acide1/base1 et le couple acide2/base2. Pour écrire l'équation de la réaction qui a lieu entre l'acide du couple1 et la base du couple2 on fait: acide_1 base_1 + nH^+ base_2 + nH^+ acide_2 acide_1 + base_2 base_1 + acide_2 Exemple On met en présence une solution acide de chlorure d'ammonium (NH4+(aq), Cl-(aq)) et une solution basique de soude (Na+(aq), HO-(aq)). On observe alors un dégagement gazeux d'ammoniac NH3. Les ions Na+(aq) et Cl-(aq) ne participent pas à la réaction : ce sont des ions spectateurs. Il y a donc eu un transfert de proton de l'acide NH4+ vers la base HO-. On écrit alors: NH4+ NH3 + H+ HO- + H+ H2O On a donc: NH4+(aq) + HO-(aq) NH3(g) + H2O(l). C'est l'équation-bilan de la réaction acido-basique. La position de l'équilibre est dépendante des valeurs de pKa des couples concernés. Dans le cas présent, pKa(H2O/OH-)>pKa(NH4+/NH3) donc la réaction est déplacée vers la droite (NH3 est une base faible).

Quelques couples acide-base

Tous les couples acide-base s'écrivent sous la forme acide/base.

Théorie acido-basique de Lewis

Acido-basique ar:تفاعل حمض-قلوي de:Säure-Base-Konzepte el:Αντίδραση οξέος-βάσης en:Acid-base reaction hu:Sav-bázis elméletek it:Reazione acido-base ja:酸と塩基 ko:산·염기 반응 이론 sr:Теорије киселина и база su:Téori réaksi asam-basa
Sujets connexes
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