Brønsted dans son laboratoire

Une réaction d’un acide avec une base est donc une réaction d’échange de protons ; si l’acide est désigné par AH et la base par B, alors on peut écrire une réaction acide-base généralisée comme

AH + B → A- + BH+(3-2)

Notez que l’inverse de cette réaction,

BH+ + A- → B + AH(3-3)

est également une réaction acide-base. Comme les réactions de transfert de protons sont réversibles, il s’ensuit que le transfert d’un proton d’un acide à une base doit nécessairement créer une nouvelle paire d’espèces qui peut, au moins en principe, constituer une paire acide-base propre, que nous appelons une paire acide-base conjuguée :

Le terme conjugué signifie « connecté avec », l’implication étant que les membres de toute paire conjuguée sont « connectés » par la présence ou l’absence d’un proton.

Les espèces considérées comme « conjuguées » dépendent de la direction dans laquelle la réaction est écrite, comme indiqué ci-dessous pour le transfert de proton de (3-1) :

De même, pour les transferts de proton généralisés (3-2) et (3-3), on a

Le tableau ci-dessous montre les paires conjuguées d’un certain nombre de systèmes acide-base typiques.

Nous pouvons considérer la réaction acide-base généralisée.base généralisée

comme une compétition de deux bases pour un proton :

Si la base H2O remporte massivement ce bras de fer, alors l’acide HA est dit acide fort. C’est ce qui se passe avec l’acide chlorhydrique et les autres « acides minéraux » forts courants H2SO4, HNO3 et HClO4:

Les solutions de ces acides dans l’eau sont en réalité des solutions des espèces ioniques indiquées en caractères gras à droite. Ceci étant le cas, il s’ensuit que ce que nous appelons une solution 1 M d' »acide chlorhydrique » dans l’eau, par exemple, ne contient pas vraiment une concentration significative de HCl du tout ; le seul véritable a acide présent dans une telle solution est H3O+ !

Ces considérations donnent lieu à deux règles importantes que vous devez non seulement connaître, mais aussi comprendre:

La deuxième de ces affirmations est appelée l’effet de nivellement. Il signifie que, bien que les forces inhérentes des donneurs de protons des acides forts diffèrent, ils sont tous complètement dissociés dans l’eau. Les chimistes disent que leurs forces sont « nivelées » par le solvant qu’est l’eau.

On observerait un effet comparable si l’on tentait de juger les forces de plusieurs adultes en menant une série de concours de tir à la corde avec un jeune enfant. On s’attendrait à ce que les adultes gagnent massivement à chaque essai ; leurs forces auraient été « nivelées » par celle de l’enfant.

La plupart des acides, cependant, sont capables de retenir leurs protons plus étroitement, de sorte que seule une petite fraction de l’acide est dissociée. Ainsi, l’acide cyanhydrique, HCN, est un acide faible dans l’eau car le proton est capable de partager les électrons solitaires de l’ion cyanure CN- plus efficacement qu’avec ceux de H2O, de sorte que la réaction

HCN + H2O → H3O+ + CN-

ne se produit que dans une très faible mesure.

.

.

Ceci n’est qu’une re-énoncé de ce qui est implicite dans ce qui a été dit plus haut sur la distinction entre acides forts et acides faibles. Le fait que HCl soit un acide fort implique que sa base conjuguée Cl- est une base trop faible pour retenir le proton en compétition avec H2O ou H3O+. De même, l’ion CN- se lie fortement à un proton, faisant de HCN un acide faible.

Le fait que HCN soit un acide faible implique que l’ion cyanure CN- réagit facilement avec les protons, et est donc une relativement bonne base. Pour preuve, un sel tel que le KCN, lorsqu’il est dissous dans l’eau, donne une solution légèrement alcaline :

CN- + H2O → HCN + OH-

Cette réaction est encore parfois désignée par son ancien nom d’hydrolyse (« séparation de l’eau »), ce qui est littéralement correct mais tend à masquer son identité en tant que simple réaction acide-base. Les réactions de ce type n’ont lieu que dans une faible mesure ; une solution 0,1M de KCN est toujours, à toutes fins utiles, 0,1M en ion cyanure.

Les seules bases vraiment fortes que vous êtes susceptibles de rencontrer dans la chimie quotidienne sont les hydroxydes de métaux alcalins tels que NaOH et KOH, qui sont essentiellement des solutions de l’ion hydroxyde (et, bien sûr, du cation.)

La plupart des autres composés contenant des ions hydroxyde, tels que Fe(OH)3 et Ca(OH)2, ne sont pas suffisamment solubles dans l’eau pour donner des solutions très alcalines, de sorte qu’ils ne sont pas habituellement considérés comme des bases fortes.

Il existe en fait un certain nombre de bases qui sont plus fortes que l’ion hydroxyde – les plus connues sont l’ion oxyde O2- et l’ion amide NH2-, mais ceux-ci sont si forts qu’ils peuvent même voler l’eau d’un proton :

O2- + H2O → 2 OH-

NH2- + H2O → NH3 + OH-

Cela donne lieu au même type d’effet de nivellement que nous avons décrit pour les acides, avec pour conséquence que

L’exemple le plus courant est le chlorure d’ammonium, NH4Cl, dont les solutions aqueuses sont nettement acides :

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Parce que cette réaction (et d’autres similaires) n’a lieu que dans une faible mesure, une solution de chlorure d’ammonium ne sera que légèrement acide.

D’après certains des exemples donnés ci-dessus, nous voyons que l’eau peut agir comme un acide

CN- + H2O → HCN + OH-

et comme une base

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Si c’est le cas, il n’y a aucune raison pour que « l’eau-l’acide » ne puisse pas donner un proton à « l’eau-la-base » :

Cette réaction est connue comme l’autoprotolyse de l’eau.

Les chimistes désignent encore souvent cette réaction comme la « dissociation » de l’eau et utilisent l’équation de style Arrhenius H2O → H+ + OH- comme une sorte de raccourci.

Comme nous l’avons vu dans la leçon précédente, ce processus ne se produit que dans une infime mesure. Il signifie cependant que les ions hydronium et hydroxyde sont tous deux présents dans toute solution aqueuse.

L’eau, qui peut agir soit comme un acide soit comme une base, est dite amphiprotique : elle peut « balancer dans les deux sens ». Une substance comme l’eau qui est amphiprotique est appelée un ampholyte.

Comme indiqué ici, l’ion hydroxyde peut aussi être un ampholyte, mais pas en solution aqueuse dans laquelle l’ion oxyde ne peut pas exister.

C’est bien sûr la nature amphiprotique de l’eau qui lui permet de jouer son rôle particulier dans la chimie acide-base aquatique ordinaire. Mais de nombreuses autres substances amphiprotiques peuvent également exister dans les solutons aqueuses. Toute substance de ce type aura toujours un acide conjugué et une base conjuguée, donc si vous pouvez reconnaître ces deux conjugués d’une substance, vous saurez qu’elle est amphiprotique.

Par exemple, l’ensemble des triplets {acide carbonique, ion bicarbonate, ion carbonate} constitue une série amphiprotique dans laquelle l’ion bicarbonate est l’ampholyte, différant de l’un ou l’autre de ses voisins par l’addition ou le retrait d’un proton :

Si l’ion bicarbonate est à la fois un acide et une base, il doit pouvoir échanger un proton avec lui-même dans une réaction d’autoprotolyse :

HCO3- + HCO3- → H2CO3 + CO32-