Définitions de Brønsted-Lowry des acides et des bases

Définitions de Brønsted-Lowry des acides et des bases, acides et bases forts ou faibles. Reconnaître un couple acido-basique.

Points clés

  • Un acide de Brønsted-Lowry est une entité capable de donner un proton —H+\text{H}^+.
  • Une base de Brønsted-Lowry est une entité capable d'accepter un proton, ce qui nécessite l'existence d'un doublet non liant pour s'associer au proton H+\text{H}^+.
  • L'eau est amphotère c'est à dire qu'elle peut se comporter à la fois comme un acide ou comme une base de Brønsted-Lowry.
  • Les acides forts et les bases fortes se dissocient complètement en solution aqueuse, alors que les acides faibles et les bases faibles ne se dissocient que partiellement.
  • La base conjuguée d'un acide de Brønsted-Lowry est l'entité formée après que l'acide a donné un proton. L'acide conjugué d'une base de Brønsted-Lowry est l'entité formée après que la base a accepté un proton.
  • Les deux entités d'un couple acido-basique ont la même structure moléculaire, mise à part que l'acide a un proton H+\text H^+ excédentaire par rapport à sa base conjuguée.

Introduction

Dans un article précédent sur les acides et les bases d'Arrhenius , on a appris qu'un acide d'Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration en H3O+\text{H}_3\text O^+ en solution aqueuse, et qu'une base d'Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration en OH\text{OH}^- en solution aqueuse. La limite de la théorie d'Arrhenius est qu'elle décrit le comportement des acides et des bases uniquement dans l'eau. Dans cet article, on va examiner une autre théorie, celle de Brønsted-Lowry, qui est plus générale et s'applique à un plus grand nombre de réactions chimiques.

Théorie de Brønsted-Lowry des acides et des bases

La théorie de Brønsted-Lowry décrit les interactions acide-base sous forme de transfert de protons entre espèces chimiques. Un acide de Brønsted-Lowry est une espèce qui donne un proton, et une base de Brønsted-Lowry est une espèce qui accepte un proton. Donc en terme de structure chimique, cela veut dire qu'un acide de Brønsted-Lowry contient un atome d'hydrogène qui peut être libéré sous forme de proton, H+\text{H}^+. Pour accepter un proton, une base de Brønsted-Lowry possède au moins un doublet non liant qui formera une nouvelle liaison avec le proton.
Selon la définition de Brønsted-Lowry, une réaction acido-basique est réaction au cours de laquelle il y a un transfert de proton d'un acide vers une base. Grâce aux définitions de Brønsted-Lowry, on peut maintenant étudier les réactions acide-base dans n'importe quel solvant ainsi qu'en phase gazeuse. Par exemple la réaction chimique entre le gaz ammoniac, NH3(g)\text{NH}_3(g), et le chlorure d'hydrogène gazeux, HCl(g)\text{H}\text{Cl}(g). donne comme produit de réaction le chlorure d'ammonium solide, NH4Cl(s)\text{NH}_4 \text{Cl}(s) :
NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)\text{NH}_3(g)+\blueD{\text{H}}\text{Cl}(g)\rightarrow\text{N}\blueD{\text{H}}_4\text{Cl}(s)
En représentant les réactifs et les produits de cette réaction par leur formule de Lewis, on a le bilan suivant :
Dans cette reaction, HCl\blueD{\text{H}}\text{Cl} donne son proton — représenté en bleu — à NH3\text{NH}_3. Donc, HCl\text{HCl} agit comme un acide de Brønsted-Lowry. Comme NH3\text{NH}_3 utilise un doublet non liant pour former une liaison avec un proton, NH3\text{NH}_3 est une base de Brønsted-Lowry.
On remarque que la réaction ci-dessus n'est pas une réaction acido-basique selon la théorie d'Arrhenius, car aucune substance ne libère H+\text{H}^+ ou OH\text{OH}^- dans l'eau. Cependant, le mécanisme chimique qui intervient (un transfert de proton de HCl\text{HCl} à NH3\text{NH}_3 pour former NH4Cl)\text{NH}_4 \text{Cl}), est tout à fait similaire à ce qui pourrait se passer en solution aqueuse.
Pour se familiariser avec ces définitions, on va examiner d'autres exemples.

Reconnaître des acides et des bases de Brønsted-Lowry

L'acide nitrique, HNO3\text{HNO}_3, lorsqu'il réagit avec l'eau, donne un proton (représenté en bleu) à l'eau. Il se comporte donc comme un acide de Brønsted-Lowry.
HNO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO3(aq)\blueD{\text{H}}\text{NO}_3(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+(aq)+\text{NO}_3^-(aq)
Puisque l'eau accepte le proton de l'acide nitrique et forme l'ion hydronium, H3O+\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+, elle se comporte comme une base de Brønsted-Lowry. Cette réaction est très en faveur de la formation des produits, donc on ne dessine qu'une seule flèche de réaction vers la droite.
On considère maintenant la réaction entre l'ammoniac, NH3\text{NH}_3, et l'eau :
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)\text{NH}_3(aq)+\blueD{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{N}\blueD{\text{H}}_4^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
Dans cette réaction, l'eau donne un de ses protons à l'ammoniac. Après la perte de ce proton, il se forme l'ion hydroxyde, OH\text{OH}^-. Puisqu'elle donne un proton dans cette réaction, l'eau se comporte comme un acide de Brønsted-Lowry. L'ammoniac accepte un proton venant de l'eau pour former l'ion ammonium, NH4+\text{NH}_4^+. Donc l'ammoniac agit comme une base de Brønsted-Lowry.
On a vu dans les deux réactions précédentes que l'eau s'est comportée, tantôt comme une base de Brønsted-Lowry (dans la réaction avec l'acide nitrique), tantôt comme un acide de Brønsted-Lowry (dans la réaction avec l'ammoniac). En raison de sa double capacité à accepter ou à donner des protons, l'eau est un ampholyte ou une substance amphotère. C'est à dire qu'elle agit tantôt comme une base, tantôt comme un acide de Brønsted-Lowry.

Acide fort et acide faible : dissociation totale ou partielle ?

Un acide fort est une espèce qui se dissocie complètement en ses ions constitutifs en solution aqueuse. L'acide nitrique est un exemple d'acide fort. Dans l'eau, il se dissocie totalement en ion hydronium, H3O+\text{H}_3\text{O}^+, et en ion nitrate, NO3\text{NO}_3^-. A la fin de la réaction, il n'y a plus aucune molécule d'acide nitrique HNO3\text{HNO}_3 en solution.
Au contraire, un acide faible ne se dissocie pas complètement en ses ions constitutifs. L'acide éthanoïque, CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}, présent dans le vinaigre est un exemple d'acide faible. Il se dissocie partiellement dans l'eau pour former les ions hydronium, H3O+\text{H}_3\text{O}^+, et les ions éthanoate, CH3COO\text{CH}_3\text{COO}^- :
CH3COOH(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3COO(aq)\text{CH}_3\text{COOH}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{CH}_3\text{COO}^-(aq)
On remarque que dans cette équation bilan, on a une flèche double qui pointe dans les deux directions \leftrightharpoons. Cela signifie que la réaction de dissociation de l'acide éthanoïque est une réaction réversible où, à l'équilibre, les concentrations en acide éthanoïque, CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}, en ions hydronium H3O+\text{H}_3\text O^+ et ions acétate CH3COO\text{CH}_3\text{COO}^- ont chacune des valeurs significatives.
"Comment sait-on si une substance est un acide fort, ou un acide faible ?" C'est très judicieux de poser cette question ! On peut répondre simplement en disant qu'il n'existe qu'une poignée d'acides forts, tous les autres sont considérés comme des acides faibles. Quand on a appris les principaux acides forts, on peut les différencier des acides faibles dans les exercices de chimie.
Le tableau suivant donne la liste des principaux acides forts.

Principaux acides forts

NomFormule
Acide chlorhydriqueHCl\text{HCl}
Acide bromhydriqueHBr\text{HBr}
Acide iodhydriqueHI\text{HI}
Acide sulfuriqueH2SO4\text{H}_2\text{SO}_4
Acide nitriqueHNO3\text{HNO}_3
Acide perchloriqueHClO4\text{HClO}_4

Base forte et base faible

Une base forte est une base qui se dissocie complètement en solution aqueuse. L'hydroxyde de sodium, NaOH\text{NaOH}, est un exemple de base forte. Dans l'eau, l'hydroxyde de sodium se dissocie complètement pour donner des ions sodium et des ions hydroxyde :
NaOH(aq)Na+(aq)+OH(aq)\text{NaOH}(aq)\rightarrow\text{Na}^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
Ainsi, lorsqu'on prépare une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, il n'y a que des ions Na+\text{Na}^+ et des ions OH\text{OH}^- dans la solution finale. Il n'y a aucune molécule de NaOH\text{NaOH} sous forme non dissociée.
On considère maintenant l'ammoniac, NH3\text{NH}_3. L'ammoniac est une base faible dans l'eau, il est donc partiellement dissocié dans l'eau :
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)\text{NH}_3(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{NH}_4^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
Certaines molécules d'ammoniac acceptent un proton donné par l'eau et forment les ions ammonium et hydroxyde. Il en résulte un équilibre dynamique dans lequel des molécules d'ammoniac acceptent continuellement des protons venant des molécules d'eau et des ions ammonium donnent continuellement des protons aux ions hydroxyde en retour. L'espèce majoritaire en solution est l'ammoniac non dissocié, NH3\text{NH}_3, car il ne "déprotone" l'eau qu'en toute petite quantité.
Les bases fortes les plus courantes sont les hydroxydes des cations issus des deux premières colonnes de la classification périodique des éléments.
Les principales bases faibles incluent des composés neutres contenant de l'azote. Par exemple, l'ammoniac, la triméthylamine et la pyridine.

Exemple 1 : Écrire une réaction acido-basique impliquant l'ion hydrogénophosphate.

L'ion hydrogénophosphate, HPO42\text{HPO}_4^{2-}, en solution aqueuse peut agir comme une base faible ou comme un acide faible.
Quelle est l'équation bilan de la réaction de l'hydrogénophosphate agissant comme une base faible dans l'eau ?
Si l'hydrogénophosphate agit comme une base de Brønsted-Lowry, cela veut dire que l'eau agit comme un acide de Brønsted-Lowry. Ainsi l'eau va donner un proton et générer l'ion hydroxyde. L'ajout de ce proton à l'ion hydrogénophosphate entraîne la formation de l'ion dihydrogénophosphate, H2PO4\text{H}_2 \text {PO}_4^{-} :
HPO42(aq)+H+(aq)H2PO4(aq)\text{HPO}_4^{2-}(aq)+\text H^+(aq) \rightarrow \text{H}_2\text {PO}_4^{-}(aq)
Dans cet exemple particulier, puisque l'ion hydrogénophosphate agit comme une base faible, on doit utiliser la double flèche d'équilibre \rightleftharpoons dans l'équation bilan pour montrer que la réaction est réversible. On doit donc écrire :
HPO42(aq)+H2O(l)H2PO4(aq)+OH(aq)\text{HPO}_4^{2-}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_2 \text{PO}_4^{-}(aq)+\text{OH}^-(aq)
Comment prévoir si une substance comme l'ion hydrogénophosphate va agir comme un acide ou comme une base ? Pour répondre simplement, quand plusieurs réactions chimiques sont possibles, chaque réaction a une constante d'équilibre qui lui est propre. La réaction qui sera favorisée sera celle dont la constante d'équilibre est la plus élevée et cela dépend de facteurs tels que le pH et la nature des espèces présentes en solution. Ce sujet sera abordé plus en profondeur dans la partie sur les dosages et les solutions tampon.
Application : quelle serait l'équation bilan de la réaction de l'hydrogénophosphate agissant comme un acide faible en solution aqueuse ?

Acide et base conjugués : Couple acido-basique

Maintenant que l'on a vu la théorie de Brønsted-Lowry des acides et des bases, pour finir on va aborder la notion de couple acido-basique . Dans une réaction acido-basique de Brønsted-Lowry, l'acide conjugué est l'espèce formée après que la base a accepté un proton. Au contraire, la base conjuguée est l'espèce formée après que l'acide a donné un proton. Les deux espèces conjuguées l'une de l'autre forment un couple acide-base ou couple acido-basique, elles ont la même formule moléculaire à part que l'acide a un H+\text H^+ excédentaire par rapport à sa base conjuguée.

Exemple 2 : Dissociation d'un acide fort

Soit l'acide fort, HCl\text{HCl}, réagissant avec l'eau :
HCl(g)+H2O(l)H3O+(aq)+Cl(aq)\text{HCl}(g)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow \text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{Cl}^-(aq)
          acide            base              acide           base~~~~~~~~~~\greenD{\text{acide}}~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{base}}~~~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{acide}}~~~~~~~~~~~\greenD{\text{base}}
Dans cette réaction, HCl\text{HCl} donne un proton à l'eau et se comporte de fait comme un acide de Brønsted-Lowry. Après qu' HCl\text{HCl} a donné son proton, l'ion formé est Cl\text{Cl}^-; ainsi Cl\text{Cl}^- est la base conjuguée de HCl\text{HCl}.
Couple acide-base 1=HCl et Cl\greenD{\text{Couple acide-base 1}}=\text{HCl}\text{ et }\text{Cl}^-
L'eau, quant à elle, accepte un proton venant de HCl\text{HCl}, elle agit donc comme une base de Brønsted-Lowry. L'espèce formée est l'ion hydronium H3O+\text{H}_3\text{O}^+; ainsi H3O+\text{H}_3\text{O}^+ est l'acide conjugué de H2O\text{H}_2\text{O}.
Couple acide-base 2=H3O+ et H2O\purpleC{\text{Couple acide-base 2}}=\text{H}_3\text{O}^+\text{ et }\text{H}_2 \text O
Chaque couple acido-basique est formé d'un acide de Brønsted-Lowry et d'une base de Brønsted-Lowry conjugués l'un de l'autre : l'acide et la base ne diffèrent que d'un seul proton. En général, une réaction acido-basique est une réaction qui met en jeux deux couples acido-basiques.

Exemple 3 : Dissociation d'une base faible

Soit la réaction de dissociation de l'ammoniac, base faible, dans l'eau :
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)\text{NH}_3(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{NH}_4^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
          base            acide            acide             base~~~~~~~~~~\greenD{\text{base}}~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{acide}}~~~~~~~~~~~~\greenD{\text{acide}}~~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{base}}
Dans cette réaction, l'ammoniac accepte un proton venant de l'eau et agit comme une base de Brønsted-Lowry. En acceptant ce proton, l'ammoniac se transforme en ion ammonium NH4+\text{NH}_4^+. Donc NH4+\text{NH}_4^+ est l'acide conjugué de l'ammoniac.
Couple acide-base 1=NH4+ et NH3\greenD{\text{Couple acide-base 1}}=\text{NH}_4^+\text{ et }\text{NH}_3
L'eau en donnant un proton à l'ammoniac, agit comme un acide de Brønsted-Lowry. Après avoir donné son proton à l'ammoniac, l'eau se transforme en OH\text{OH}^-. Donc OH\text{OH}^- est la base conjuguée de l'eau.
Couple acide base 2=H2O et OH\purpleC{\text{Couple acide base 2}}=\text{H}_2 \text O\text{ et }\text{OH}^-
Étant donné que l'ammoniac est une base faible, l'ion ammonium peut donner un proton à l'ion hydroxyde pour reformer de l'ammoniac et de l'eau. La réaction est donc réversible, et le milieu réactionnel évolue vers un état d'équilibre dynamique. Ce sera le cas pour toutes les réactions impliquant des acides faibles et des bases faibles.

À retenir

  • Un acide de Brønsted-Lowry est une entité capable de donner un proton —H+\text{H}^+.
  • Une base de Brønsted-Lowry est une entité capable d'accepter un proton, ce qui nécessite l'existence d'un doublet non liant pour s'associer au proton H+\text{H}^+.
  • L'eau est amphotère c'est à dire qu'elle peut se comporter à la fois comme un acide ou comme une base de Brønsted-Lowry.
  • Les acides forts et les bases fortes se dissocient complètement en solution aqueuse alors que les acides faibles et les bases faibles ne se dissocient que partiellement.
  • La base conjuguée d'un acide de Brønsted-Lowry est l'entité formée après que l'acide a donné un proton. L'acide conjugué d'une base de Brønsted-Lowry est l'entité formée après que la base a accepté un proton.
  • Les deux entités d'un couple acido-basique ont la même structure moléculaire, mise à part que l'acide a un proton H+\text H^+ excédentaire par rapport à sa base conjuguée.

Exercice 1 : Reconnaître des réactions acido-basiques

Selon la théorie de Brønsted-Lowry, quelles réactions chimiques parmi les suivantes sont des réactions acido-basiques ?

Exercice 2 : Reconnaître les espèces d'un couple acide-base

L'acide fluorhydrique, HF\text{HF}, est un acide faible qui se dissocie dans l'eau selon l'équation bilan suivante :
HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq)\text{HF}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{F}^-(aq)
Quelle est la base conjuguée de HF\text{HF} dans cette réaction ?
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