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Université · Sciences Exactes · Chimie Générale

Acides & BasesHA ⇌ H⁺ + A⁻ · Équilibre Acido-Basique

La dualité acide-base structure toute la chimie aqueuse et la biologie. Des théories de Arrhenius à Brønsted-Lowry jusqu'à Lewis, notre compréhension s'est progressivement élargie pour englober des réactions sans eau, des solvants non-aqueux et les grands équilibres biologiques.

Acides

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

Donnent des ions H⁺ (Brønsted) ou H₃O⁺ en solution
pH < 7 en solution aqueuse (25°C)
Forts : HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HBr, HI (dissociation totale)
Faibles : CH₃COOH (Ka=1,8×10⁻⁵), HF, H₂CO₃, H₃PO₄
Indicateurs : rouge congo, méthylorange (virent au rouge)
Réagissent avec les métaux (Zn+HCl→ZnCl₂+H₂)

Bases

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻

Acceptent des ions H⁺ (Brønsted) ou donnent OH⁻ (Arrhenius)
pH > 7 en solution aqueuse (25°C)
Fortes : NaOH, KOH, Ba(OH)₂, LiOH (dissociation totale)
Faibles : NH₃ (Kb=1,8×10⁻⁵), amines, carbonates, acétates
Indicateurs : phénolphtaléine (vire au rose-violet)
Saponification des esters (NaOH + huile → savon)

Ka HCl

>10⁷ (acide fort)

Ka CH₃COOH

1,8×10⁻⁵ pKa=4,74

Ka H₂O

10⁻¹⁴ = Ke (autoprotolyse)

pKa NH₄⁺

9,25 couple NH₄⁺/NH₃

Ka+Kb conjugués

Ka × Kb = Ke = 10⁻¹⁴

Point isoélectrique

AA amphotère : (pKa1+pKa2)/2

01 /

Trois Théories — Une Évolution

Arrhenius (1884)

Acide : libère H⁺ en solution aqueuse. Base : libère OH⁻. Limite : ne s'applique qu'à l'eau. Réaction : H⁺ + OH⁻ → H₂O. Explication de la conductivité ionique (Nobel 1903).

Brønsted-Lowry (1923)

Acide : donneur de proton H⁺. Base : accepteur de proton. Couple acide/base conjuguée (HA/A⁻). S'applique à tous les solvants protiques. Base des équilibres Ka/Kb et pKa modernes.

Lewis (1923)

Acide de Lewis : accepteur de doublet d'électrons. Base de Lewis : donneur de doublet. Plus général — englobe les réactions sans proton (BF₃ + NH₃, complexes de métaux de transition, catalyse acido-basique en organique).

Usanovich/Généralisé

Extension ultime de Lewis : tout transfert d'électrons ou d'ions (pas seulement H⁺). Inclut les réactions oxydo-réductrices dans la définition. Peu utilisé en pratique mais fondamental en chimie théorique.

02 /

Constantes Ka, pKa et Force Relative

La constante d'acidité Ka (ou constante de dissociation acide) mesure le degré d'ionisation d'un acide faible : Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]. Plus Ka est grand (pKa petit), plus l'acide est fort. La relation fondamentale entre couples conjugués est pKa + pKb = pKe = 14 (à 25°C) :

Acide (HA)	Base conjuguée (A⁻)	Ka	pKa
HClO₄ (acide perchlorique)	ClO₄⁻	~10¹⁰	~−10
HCl (acide chlorhydrique)	Cl⁻	~10⁷	~−7
H₃O⁺ (ion hydronium)	H₂O	—	−1,74
H₂SO₄ (sulfurique, 1ᵉʳ H)	HSO₄⁻	~10³	~−3
HF (acide fluorhydrique)	F⁻	6,8×10⁻⁴	3,17
CH₃COOH (acétique)	CH₃COO⁻	1,8×10⁻⁵	4,74
H₂CO₃ (carbonique, 1ᵉʳ H)	HCO₃⁻	4,5×10⁻⁷	6,35
H₂S	HS⁻	1,0×10⁻⁷	7,00
NH₄⁺ (ammonium)	NH₃	5,6×10⁻¹⁰	9,25
HCO₃⁻ (bicarbonate, 2ᵉ H)	CO₃²⁻	4,7×10⁻¹¹	10,33
H₂O (eau, comme acide)	OH⁻	10⁻¹⁴	14,00

03 /

Titrage Acido-Basique & Applications

Un titrage acido-basique (ou acidimétrie/alcalimétrie) est une méthode de dosage qui consiste à neutraliser complètement l'analyte (acide ou base) par ajout contrôlé d'un réactif titrant (base ou acide) de concentration connue. L'équivalence est atteinte quand les quantités de matière d'acide et de base sont stœchiométriquement égales (nH⁺ = nOH⁻). Elle est détectée par indicateur coloré, pH-mètre ou conductimètre.

Applications industrielles et biologiques : contrôle qualité des aliments (taux d'acidité des vins, vinaigres, huiles — norme ISO), dosage des médicaments (aspirine, vitamine C), analyse des eaux (titre alcalimétrique, titre alcalimétrique complet), fabrication des engrais (neutralisation H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄), papier (contrôle pH pâte), industries du cuir, textile, galvanoplastie.

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