Les réactions acido-basiques – Exercices

Résumé et Points Clés

Résumé : Les réactions acido-basiques

Ce chapitre introduit les concepts fondamentaux des réactions acido-basiques selon la théorie de Brönsted.

Concepts clés et définitions :

• Réaction acido-basique : Transformation mettant en jeu un transfert de proton (H⁺) entre les réactifs.
• Acide de Brönsted : Espèce chimique (notée AH) capable de céder un proton H⁺.
• Base de Brönsted : Espèce chimique (notée A⁻) capable de capter un proton H⁺.
• Couple acide/base : Deux espèces conjuguées qui se transforment l’une en l’autre par échange d’un proton, noté Acide/Base (ex: NH₄⁺/NH₃). La demi-équation s’écrit : Acide ⥨ Base + H⁺.
• Espèce amphotère (ampholyte) : Espèce qui peut jouer le rôle d’acide ou de base selon le contexte. L’eau (H₂O) est un exemple majeur, appartenant aux couples H₃O⁺/H₂O (où elle est la base) et H₂O/HO⁻ (où elle est l’acide).
• Indicateur coloré : Couple acide/base (HIn/In⁻) dont les formes acide et basique ont des couleurs différentes (ex: BBT, hélianthine). La couleur de la solution indique quelle forme prédomine.

Équation d’une réaction acido-basique :

Elle s’écrit en combinant les demi-équations des deux couples mis en jeu. De manière générale : Acide₁ + Base₂ → Base₁ + Acide₂. Les ions “spectateurs” (comme Na⁺, Cl⁻) n’interviennent pas.

Conseils pour les exercices et examens :

• Pour identifier les couples dans une équation, repérez les espèces qui diffèrent par un H⁺.
• Dans l’équation bilan, l’acide qui réagit (celui qui cède le proton) et la base qui réagit (celle qui le capte) sont les réactifs. Leurs formes conjuguées sont les produits.
• N’oubliez pas que le proton H⁺ n’existe pas libre en solution aqueuse ; il est solvaté sous forme d’ion oxonium H₃O⁺.
• Maîtrisez les exemples classiques de couples (NH₄⁺/NH₃, H₃O⁺/H₂O, H₂O/HO⁻, CH₃CO₂H/CH₃CO₂⁻) et le caractère amphotère de l’eau.