Réactions acido-basiques

1Acides et bases selon Brønsted

Avant de calculer quoi que ce soit, il faut savoir de quoi on parle. La définition la plus utile au concours est celle de Brønsted (1923), simple et opérationnelle. Un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺ ; une base est une espèce capable de capter un proton H⁺. Tout se joue autour de cette petite particule, le proton, c'est-à-dire un atome d'hydrogène qui a perdu son électron.

Quand un acide AH donne son proton, il se transforme en une espèce A⁻ qui, elle, pourrait le reprendre : A⁻ est donc une base. On dit que AH et A⁻ forment un couple acide/base conjugué, noté AH/A⁻. Par exemple, l'acide chlorhydrique HCl donne le couple HCl/Cl⁻, l'acide acétique CH₃COOH donne CH₃COOH/CH₃COO⁻. À chaque acide correspond ainsi une base conjuguée, et réciproquement.

Un point subtil mais fondamental : une réaction acido-basique met toujours en jeu deux couples. Le proton cédé par un acide ne part jamais tout seul dans le vide ; il est capté par une base. L'eau elle-même joue ce double rôle : elle peut céder un H⁺ (elle est alors acide, couple H₂O/OH⁻) ou en capter un (elle est alors base, couple H₃O⁺/H₂O). On dit que l'eau est amphotère.

2Le pH et sa définition

Une solution acide contient beaucoup d'ions H⁺, une solution basique en contient peu. Mais les concentrations en jeu s'étalent sur un domaine gigantesque : de 1 mol/L à 0,000 000 000 000 01 mol/L. Manipuler de tels nombres serait pénible. On introduit donc une grandeur plus commode, le pH (« potentiel hydrogène »), qui compresse cette échelle grâce au logarithme.

Le pH est défini comme l'opposé du logarithme décimal de la concentration en ions H⁺ (exprimée en mol/L) :

Le pH est un nombre sans unité. Le signe moins est là pour rendre les valeurs positives : comme [H⁺] est presque toujours inférieure à 1, son logarithme est négatif, et l'opposé devient positif. Ainsi une solution où [H⁺] = 10⁻³ mol/L a un pH de 3 ; si [H⁺] = 10⁻⁹ mol/L, le pH vaut 9. Plus [H⁺] est grande, plus le pH est petit : acide = pH bas.

Prenons un cas concret. Un jus de citron a [H⁺] ≈ 10⁻² mol/L : son pH vaut −log(10⁻²) = 2. L'eau pure a [H⁺] = 10⁻⁷ mol/L, donc pH = 7 : c'est le neutre. Un débouche-évier a [H⁺] ≈ 10⁻¹³ mol/L, soit pH = 13.

3L'échelle de pH et la relation inverse

Le logarithme fonctionne dans les deux sens. Si le pH se calcule à partir de [H⁺], on doit aussi savoir remonter de la valeur du pH à la concentration. C'est l'opération inverse : on prend 10 à la puissance (−pH).

Le point capital, et c'est là que le lien avec le chapitre sur les logarithmes est direct : l'échelle de pH est logarithmique, pas linéaire. Passer d'un pH de 5 à un pH de 4, ce n'est pas « un peu plus acide » : c'est 10 fois plus d'ions H⁺. De 5 à 3, c'est 10 × 10 = 100 fois plus. Chaque unité de pH représente un facteur 10 sur la concentration.

Cette compression est exactement le but recherché : elle permet de ranger des acidités qui varient d'un facteur cent mille milliards sur une petite échelle allant de 0 à 14. Voici quelques repères à avoir en tête, avec les concentrations correspondantes :

4Le produit ionique de l'eau

L'eau pure n'est pas totalement inerte : une infime fraction de ses molécules se dissocie spontanément, une molécule cédant un proton à une autre. C'est l'autoprotolyse de l'eau. Elle produit autant d'ions H⁺ que d'ions OH⁻ (ions hydroxyde), ce qui explique que l'eau pure soit neutre.

Le produit des deux concentrations est une constante à température donnée : le produit ionique de l'eau, noté Ke. À 25 °C, il vaut 10⁻¹⁴. Cette relation est valable dans toute solution aqueuse, acide ou basique, pas seulement dans l'eau pure — c'est ce qui la rend si puissante.

De la première relation, en prenant l'opposé du logarithme des deux côtés, on tire la seconde, bien plus commode : pH + pOH = 14, où pOH = −log[OH⁻]. Elle relie directement l'acidité et la basicité. Si tu connais l'un, tu as l'autre. Dans l'eau pure, [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L, d'où pH = pOH = 7 : la neutralité, c'est l'égalité des deux ions, pas leur absence.

Cette relation permet de calculer le pH d'une base. Si l'on connaît [OH⁻], on trouve pOH = −log[OH⁻], puis pH = 14 − pOH. Sans elle, on serait bloqué, car le pH ne se lit directement que sur [H⁺].

5Acides forts et acides faibles

Tous les acides ne « lâchent » pas leur proton avec la même générosité. C'est la distinction essentielle du chapitre, et une source d'erreurs fréquente au concours. Un acide fort se dissocie totalement dans l'eau : chaque molécule cède son proton. Un acide faible ne se dissocie que partiellement : seule une fraction des molécules libère son H⁺, le reste demeure sous forme non dissociée, et un équilibre s'installe.

La conséquence pratique est directe. Pour un acide fort de concentration C (par exemple HCl), on a simplement [H⁺] = C, car tout est dissocié. Le pH se calcule alors immédiatement : pH = −log C. Pour l'acide chlorhydrique à 10⁻² mol/L, [H⁺] = 10⁻² et pH = 2.

Pour un acide faible (comme l'acide acétique du vinaigre), [H⁺] est inférieure à C, car seule une partie s'est dissociée. À concentration égale, un acide faible donne donc un pH plus élevé (moins acide) qu'un acide fort. Cela s'écrit avec une double flèche ⇌, symbole de l'équilibre, tandis que l'acide fort s'écrit avec une flèche simple → de réaction totale.

6Réaction acide-base et titrage

Quand on verse une base sur un acide, il se produit une réaction de neutralisation : les H⁺ de l'acide et les OH⁻ de la base se combinent pour former de l'eau. C'est le principe du titrage, une technique de laboratoire qui permet de déterminer une concentration inconnue en la neutralisant par une solution de concentration connue.

On ajoute progressivement la base (versée depuis une burette) dans l'acide, jusqu'à l'équivalence : le point précis où la quantité de base ajoutée a exactement neutralisé la quantité d'acide présente. À ce point, ni l'un ni l'autre n'est en excès. Comme la quantité de matière vaut concentration × volume (n = C·V), l'équivalence pour un acide et une base à un seul proton s'écrit :

Cette relation est un outil de calcul : trois grandeurs connues donnent la quatrième. Si tu titres 20 mL d'un acide inconnu et qu'il faut 15 mL de soude à 0,10 mol/L pour atteindre l'équivalence, tu remontes à Ca = Cb·Vb / Va. C'est ainsi qu'on dose l'acidité d'un vin, d'un lait ou d'un médicament.

Reste à repérer l'équivalence. On utilise un indicateur coloré, une molécule qui change de teinte selon le pH (le bleu de bromothymol vire du jaune au bleu vers pH 7, la phénolphtaléine passe d'incolore à rose vers pH 9). La goutte qui fait basculer la couleur signale l'équivalence.

7Les solutions tampons

Certains mélanges ont une propriété remarquable : ils résistent aux variations de pH. Si l'on ajoute un peu d'acide ou de base, leur pH bouge à peine. On les appelle solutions tampons. Un tampon est constitué d'un acide faible et de sa base conjuguée en quantités comparables (par exemple CH₃COOH + CH₃COO⁻).

Le mécanisme se comprend simplement. Si tu ajoutes des H⁺, la base conjuguée présente les capte ; si tu ajoutes des OH⁻, l'acide faible cède des H⁺ pour les neutraliser. Le couple joue le rôle d'un amortisseur chimique dans les deux sens, tant que ni l'acide ni la base ne sont épuisés. Le pH reste alors quasi constant.

Cette propriété est cruciale en médecine, car les réactions du corps ne tolèrent qu'une plage de pH très étroite. Les tampons biologiques (bicarbonate, phosphates, protéines) sont ce qui te maintient chimiquement en vie à chaque instant.

8Les erreurs fréquentes