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Théorie de Brønsted-Lowry des acides et des bases

Points clés

Un acide de Brønsted-Lowry est une entité capable de donner un proton — $H^{+}$ ‍.
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 $H^{+}$ ‍.
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 $H^{+}$ ‍ 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

H_{3} O^{+}

en solution aqueuse, et qu'une base d'Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration en

{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^{+}

. 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,

{NH}_{3} (g)

, et le chlorure d'hydrogène gazeux,

H Cl (g)

. donne comme produit de réaction le chlorure d'ammonium solide,

{NH}_{4} Cl (s)

${NH}_{3} (g) + H Cl (g) \to N H_{4} Cl (s)$ ‍

En représentant les réactifs et les produits de cette réaction par leur formule de Lewis, on a le bilan suivant :

Dans cette reaction,

H Cl

donne son proton — représenté en bleu — à

{NH}_{3}

. Donc,

HCl

agit comme un acide de Brønsted-Lowry. Comme

{NH}_{3}

utilise un doublet non liant pour former une liaison avec un proton,

{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^{+}

{OH}^{-}

dans l'eau. Cependant, le mécanisme chimique qui intervient (un transfert de proton de

HCl

{NH}_{3}

pour former

{NH}_{4} 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,

{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.

$H {NO}_{3} (a q) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q)$ ‍

Puisque l'eau accepte le proton de l'acide nitrique et forme l'ion hydronium,

H_{3} 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,

{NH}_{3}

, et l'eau :

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ N H_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

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}^{-}

. 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,

{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,

H_{3} O^{+}

, et en ion nitrate,

{NO}_{3}^{-}

. A la fin de la réaction, il n'y a plus aucune molécule d'acide nitrique

{HNO}_{3}

en solution.

Au contraire, un acide faible ne se dissocie pas complètement en ses ions constitutifs. L'acide éthanoïque,

{CH}_{3} COOH

, présent dans le vinaigre est un exemple d'acide faible. Il se dissocie partiellement dans l'eau pour former les ions hydronium,

H_{3} O^{+}

, et les ions éthanoate,

{CH}_{3} {COO}^{-}

${CH}_{3} COOH (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {CH}_{3} {COO}^{-} (a q)$ ‍

On remarque que dans cette équation bilan, on a une flèche double qui pointe dans les deux directions

⇋

. Cela signifie que la réaction de dissociation de l'acide éthanoïque est une réaction réversible où, à l'équilibre, les concentrations en acide éthanoïque,

{CH}_{3} COOH

, en ions hydronium

H_{3} O^{+}

et ions acétate

{CH}_{3} {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

Nom	Formule
Acide chlorhydrique	$HCl$ ‍
Acide bromhydrique	$HBr$ ‍
Acide iodhydrique	$HI$ ‍
Acide sulfurique	$H_{2} {SO}_{4}$ ‍
Acide nitrique	${HNO}_{3}$ ‍
Acide perchlorique	${HClO}_{4}$ ‍

Base forte et base faible

Une base forte est une base qui se dissocie complètement en solution aqueuse. L'hydroxyde de sodium,

NaOH

, 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 :

$NaOH (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Ainsi, lorsqu'on prépare une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, il n'y a que des ions

{Na}^{+}

et des ions

{OH}^{-}

dans la solution finale. Il n'y a aucune molécule de

NaOH

sous forme non dissociée.

On considère maintenant l'ammoniac,

{NH}_{3}

. L'ammoniac est une base faible dans l'eau, il est donc partiellement dissocié dans l'eau :

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

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,

{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.

Même les composés insolubles comme l'hydroxyde de calcium,

{Ca(OH)}_{2}

, sont généralement classés parmi les bases fortes parce qu’une toute petite fraction de composé se dissout dans l'eau et que cette fraction est entièrement dissociée en ions hydroxyde,

{OH}^{-}

Le critère de solubilité totale n'est pas une condition nécessaire pour qu'une substance soit une base forte. Tant qu'une petite fraction de cette substance est dissoute en solution et se dissocie en totalité, on peut la classer parmi les bases fortes.

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,

{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,

H_{2} {PO}_{4}^{-}

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H^{+} (a q) \to H_{2} {PO}_{4}^{-} (a q)$ ‍

Dans cet exemple particulier, puisque l'ion hydrogénophosphate agit comme une base faible, on doit utiliser la double flèche d'équilibre

⇌

dans l'équation bilan pour montrer que la réaction est réversible. On doit donc écrire :

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{2} {PO}_{4}^{-} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

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 ?

Si l'hydrogénophosphate agit comme un acide de Brønsted-Lowry alors l'eau se comporte comme une base de Brønsted-Lowry. Donc l'eau accepte un proton générant l'ion hydronium. La perte d'un proton par l'ion hydrogénophosphate se traduit par la formation de l'ion phosphate,

{PO}_{4}^{3 -}

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) \to {PO}_{4}^{3 -} (a q) + H^{+} (a q)$ ‍

Puisque l'ion hydrogénophosphate se comporte comme un acide faible dans cet exemple, on doit utiliser la double flèche d'équilibre,

⇌

, pour montrer que la réaction est réversible. On doit donc écrire :

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {PO}_{4}^{3 -} (a q) + H_{3} O^{+} (a q)$ ‍

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^{+}

excédentaire par rapport à sa base conjuguée.

Exemple 2 : Dissociation d'un acide fort

Soit l'acide fort,

HCl

, réagissant avec l'eau :

$HCl (g) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q)$ ‍

acide base acide base

Dans cette réaction,

HCl

donne un proton à l'eau et se comporte de fait comme un acide de Brønsted-Lowry. Après qu'

HCl

a donné son proton, l'ion formé est

{Cl}^{-}

; ainsi

{Cl}^{-}

est la base conjuguée de

HCl

$Couple acide-base 1 = HCl et {Cl}^{-}$ ‍

L'eau, quant à elle, accepte un proton venant de

HCl

, elle agit donc comme une base de Brønsted-Lowry. L'espèce formée est l'ion hydronium

H_{3} O^{+}

; ainsi

H_{3} O^{+}

est l'acide conjugué de

H_{2} O

$Couple acide-base 2 = H_{3} O^{+} et H_{2} O$ ‍

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 :

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

base acide acide 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

{NH}_{4}^{+}

. Donc

{NH}_{4}^{+}

est l'acide conjugué de l'ammoniac.

$Couple acide-base 1 = {NH}_{4}^{+} et {NH}_{3}$ ‍

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}^{-}

. Donc

{OH}^{-}

est la base conjuguée de l'eau.

$Couple acide base 2 = H_{2} O et {OH}^{-}$ ‍

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 — $H^{+}$ ‍.
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 $H^{+}$ ‍.
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 $H^{+}$ ‍ excédentaire par rapport à sa base conjuguée.

Sources

Cet article a été adapté des articles suivants :

"Acid/Base Basics" from UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
“Conjugate Acid-Base Pairs” from UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
"The Arrhenius Definition" from Boundless Learning, CC BY-SA 4.0

L'article modifié est distribué sous licence CC-BY-NC-SA 4.0.

Autres références

Zumdahl, S.S., and S. A. Zumdahl S.A. "Atomic Structure and Periodicity." In Chemistry, 290-294. 6th ed. Boston, MA: Houghton Mifflin Company, 2003.

Kotz, J. C., P. m. Treichel, J. R. Townsend, and D. A. Treichel. "The Brønsted-Lowry Concept of Acids and Bases." In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition, 586-588. 9th ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015.

Exercice 1 : Reconnaître des réactions acido-basiques

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

Dans la réaction

LiOH (a q) + HBr (a q) \to H_{2} O (l) + LiBr (a q)

HBr

donne un proton à

LiOH

, donc c'est un acide de Brønsted-Lowry. Puisque

LiOH

accepte le proton, il joue le rôle de base de Brønsted-Lowry.

Dans la réaction

2 {NH}_{3} ⇌ {NH}_{4}^{+} + {NH}_{2}^{-}

, une molecule de

{NH}_{3}

donne un proton à une autre molecule de

{NH}_{3}

. Donc, une molecule de

{NH}_{3}

se comporte comme un acide de Brønsted-Lowry —donneur de proton—et une autre molecule de

{NH}_{3}

se comporte comme une base de Brønsted-Lowry —accepteur de proton. C'est un exemple de reaction d'autoprotolyse.

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

L'acide fluorhydrique,

HF

, est un acide faible qui se dissocie dans l'eau selon l'équation bilan suivante :

$HF (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + F^{-} (a q)$ ‍

Quelle est la base conjuguée de $HF$ ‍ dans cette réaction ?

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Chimie

Cours : Chimie > Chapitre 10

Points clés

Introduction

Théorie de Brønsted-Lowry des acides et des bases

Reconnaître des acides et des bases de Brønsted-Lowry

Acide fort et acide faible : dissociation totale ou partielle ?

Principaux acides forts

Base forte et base faible

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

Acide et base conjugués : Couple acido-basique

Exemple 2 : Dissociation d'un acide fort

Exemple 3 : Dissociation d'une base faible

À retenir

Exercice 1 : Reconnaître des réactions acido-basiques

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

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