Définitions : acides, bases et couples

Introduction

En chimie, de nombreuses réactions impliquent un transfert de proton entre deux espèces. La théorie de Brønsted, formulée en 1923, permet de classer ces espèces en acides et bases et d'expliquer les réactions acido-basiques qui interviennent dans de nombreux domaines : biologie, environnement, industrie. Cette leçon pose les bases de la compréhension des phénomènes acido-basiques au programme de Première.

Section 1 — Acides, bases et couples selon Brønsted

Définitions fondamentales

Selon la théorie de Brønsted-Lowry :

• Un acide est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton $H^+$ à une autre espèce.
• Une base est une espèce chimique capable de capter un proton $H^+$.

Le proton $H^+$ est en réalité un noyau d'hydrogène nu. En solution aqueuse, il n'existe pas à l'état libre : il s'associe immédiatement à une molécule d'eau pour former l'ion oxonium $H_3O^+$. On écrit souvent $H^+$ par commodité, mais il faut comprendre qu'en solution, c'est $H_3O^+$ qui est présent.

Le couple acide/base

Un acide et sa base conjuguée forment un couple acide/base, noté $AH/A^-$. Les deux espèces sont liées par la demi-équation acido-basique :

$$AH \rightleftharpoons A^- + H^+$$

L'acide $AH$ cède un proton pour donner la base conjuguée $A^-$. Inversement, la base $A^-$ peut capter un proton pour redonner l'acide $AH$.

Exemples de couples courants :

Couple $AH/A^-$	Acide	Base conjuguée
$HCl/Cl^-$	$HCl$	$Cl^-$
$CH_3COOH/CH_3COO^-$	$CH_3COOH$	$CH_3COO^-$
$NH_4^+/NH_3$	$NH_4^+$	$NH_3$
$H_3O^+/H_2O$	$H_3O^+$	$H_2O$
$H_2O/OH^-$	$H_2O$	$OH^-$

L'eau, une espèce amphotère

L'eau apparaît dans deux couples différents : $H_3O^+/H_2O$ (où elle est la base) et $H_2O/OH^-$ (où elle est l'acide). Une espèce qui peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base est dite amphotère (ou amphiprotique).

La réaction d'autoprotolyse de l'eau illustre ce caractère :

$$2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$$

Une molécule d'eau cède un proton (rôle d'acide) tandis qu'une autre le capte (rôle de base).

Section 2 — Réactions acido-basiques

Principe du transfert de proton

Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide/base. L'acide d'un couple cède son proton à la base de l'autre couple. On peut écrire la réaction comme la somme de deux demi-équations :

Couple 1 : $AH_1 \rightleftharpoons A_1^- + H^+$ (sens direct : l'acide cède $H^+$)

Couple 2 : $A_2^- + H^+ \rightleftharpoons AH_2$ (sens direct : la base capte $H^+$)

Équation bilan :

$$AH_1 + A_2^- \to A_1^- + AH_2$$

Le proton $H^+$ est transféré de l'acide $AH_1$ à la base $A_2^-$. Les protons ne figurent plus dans l'équation bilan car ils sont échangés directement.

Exemples détaillés

Réaction entre l'acide chlorhydrique et la soude :

Couples mis en jeu : $HCl/Cl^-$ et $H_2O/OH^-$

$$HCl + OH^- \to Cl^- + H_2O$$

Le proton de $HCl$ est capté par l'ion hydroxyde $OH^-$.

Réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau :

Couples : $CH_3COOH/CH_3COO^-$ et $H_3O^+/H_2O$

$$CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+$$

L'eau joue ici le rôle de base (elle capte le proton de l'acide éthanoïque).

Réaction entre l'ammoniac et l'eau :

Couples : $H_2O/OH^-$ et $NH_4^+/NH_3$

$$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$$

L'eau joue ici le rôle d'acide (elle cède un proton à l'ammoniac). Cet exemple confirme le caractère amphotère de l'eau.

Section 3 — Applications

Exercice résolu : identifier les couples et écrire l'équation bilan

Énoncé : L'acide nitrique $HNO_3$ réagit avec l'ammoniac $NH_3$. Écrire l'équation de la réaction en identifiant les deux couples acide/base.

Résolution :

Étape 1 — Identifier les couples :

• $HNO_3/NO_3^-$ : $HNO_3$ est l'acide, $NO_3^-$ la base conjuguée
• $NH_4^+/NH_3$ : $NH_4^+$ est l'acide conjugué, $NH_3$ la base

Étape 2 — Écrire les demi-équations :

• $HNO_3 \to NO_3^- + H^+$ (l'acide cède $H^+$)
• $NH_3 + H^+ \to NH_4^+$ (la base capte $H^+$)

Étape 3 — Additionner (les $H^+$ se simplifient) :

$$HNO_3 + NH_3 \to NO_3^- + NH_4^+$$

Vérification : conservation des atomes ($N$, $H$, $O$) et des charges ($0 = -1 + 1$) ✓.

Reconnaître un acide ou une base à partir de la formule

Pour identifier le rôle d'une espèce, on cherche si elle possède un proton $H^+$ mobilisable (acide) ou un doublet non liant capable de capter un proton (base). Par exemple, $H_2SO_4$ possède deux protons mobilisables : c'est un diacide (couple $H_2SO_4/HSO_4^-$ puis $HSO_4^-/SO_4^{2-}$).

À retenir

• Un acide de Brønsted cède un proton $H^+$ ; une base de Brønsted capte un proton $H^+$.
• Un couple acide/base $AH/A^-$ est relié par : $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$.
• Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple.
• L'eau est amphotère : elle peut jouer le rôle d'acide ($H_2O/OH^-$) ou de base ($H_3O^+/H_2O$).
• Couples à connaître : $HCl/Cl^-$, $CH_3COOH/CH_3COO^-$, $NH_4^+/NH_3$, $H_3O^+/H_2O$, $H_2O/OH^-$.

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