Vidéo de la leçon: Acidité et basicité Chimie

Transcription de la vidéo

Dans cette vidéo, nous allons définir les acides et les bases, apprendre quelles sont leurs propriétés et identifier certains acides et bases communs présents dans les laboratoires de chimie et dans la vie quotidienne.

Les termes acide et base peuvent évoquer des images effrayantes, mais les acides et les bases se trouvent tout autour de nous. Les acides sont connus pour être corrosifs pour la peau, et ont aussi un goût aigre. Par exemple, l’acide citrique est ce qui donne aux citrons et aux autres agrumes cette saveur aigre caractéristique. En général, on trouve assez souvent des acides dans les aliments. Les pommes contiennent de l’acide malique. Le lait contient de l’acide lactique. Les vinaigres contiennent tous de l’acide acétique. Et le suc gastrique dans notre estomac est fait de l’acide chlorhydrique HCl.

Les bases, au contraire, sont souvent amères et perçues comme glissantes et savonneuses, c’est pourquoi on les trouve souvent dans les savons, les détergents et autres produits de nettoyage. Par exemple, l’ammoniac est un nettoyant ménager courant. L’hydroxyde de sodium, également connu sous le nom de lessive, est utilisé dans la fabrication du savon. Il s’agit d’un nettoyant pour les fours et les canalisations. Et il est traditionnellement utilisé dans certaines recettes, comme la fabrication des bretzels et des bagels. L’hydrogénocarbonate de sodium, autrement connu sous le nom de bicarbonate de soude, est utilisé en pâtisserie comme agent levant. L’hydrogénocarbonate de sodium peut également être utilisé comme antiacide. Mais si vous achetez des antiacides dans un magasin, ça sera probablement du carbonate de calcium.

Vous verrez parfois les bases appelées alcalis. Mais il y a une légère distinction entre les deux termes. Un alcali est une base qui peut être dissoute dans l’eau. Donc, tous les alcalis sont des bases, mais toutes les bases ne sont pas des alcalis. Mais qu’est-ce qui fait d’un acide un acide et d’une base une base ?

Ces exemples que nous avons vus ont tous des formules chimiques assez diverses. Bien que les gens et les scientifiques utilisent les acides et les bases depuis des centaines d’années, ces notions n’étaient pas vraiment définies avant que le chimiste suédois Svante Arrhenius ne trouve un moyen de le faire en 1884, aboutissant à ce qu’on appelle la définition d’Arrhénius des acides et des bases.

Il a défini un acide comme une substance qui contient de l’hydrogène dans sa formule chimique et s’ionise dans l’eau pour former des ions H+. Par exemple, HCl est un acide classique d’Arrhénius. Il s’ionise dans l’eau pour produire des ions H+ et Cl-. En réalité, il y a un petit problème avec la façon dont cette formule chimique est écrite car les ions H+ n’existent généralement pas tels quels dans l’eau. Lorsque H+ est dans l’eau, il réagit immédiatement avec l’eau pour former l’ion H3O+ qui est aussi connu sous le nom d’ion hydronium. Donc, l’ionisation d’un acide ne produit pas vraiment des ions H+. Il serait donc plus correct d’écrire HCl plus H2O réagissant pour former H3O+ plus Cl-. Mais l’autre expression est plus courte et plus facile, donc vous la verrez aussi souvent écrite. Mais techniquement, les acides produisent des ions H3O+ dans l’eau, pas des ions H+.

La définition d’Arrhénius d’une base est une substance qui contient OH dans sa formule chimique, qui s’ionise dans l’eau pour former des ions OH- qui sont connus sous le nom d’hydroxyde. L’hydroxyde de sodium est un excellent exemple de base d’Arrhenius. Dans l’eau, il s’ionise pour former des ions sodium et des ions hydroxyde.

Maintenant, cette définition n’est pas juste une chose abstraite que nous devons imaginer se produire dans une solution basée sur une équation chimique écrite dans un livre. Nous pouvons en fait mesurer la concentration d’ions H3O+ dans une solution pour déterminer si elle est acide ou basique. Lorsque nous mesurons la concentration d’ions hydronium dans la solution, nous pouvons lui attribuer une valeur de pH. Un pH inférieur à sept correspond à une solution acide. Et une valeur de pH supérieure à sept est une solution basique. Si le pH est de sept, cette solution est neutre.

La définition d’Arrhénius des acides et des bases nous donne un moyen de classer les substances chimiques en tant qu’acides ou bases, mais elle pose quelques problèmes. Le principal problème avec cette définition est qu’il y a beaucoup de substances chimiques qui agissent comme bases, ce qui signifie qu’elles produisent des ions hydroxyde dans l’eau, mais elles ne contiennent pas de OH dans leur formule chimique. Cette définition implique également que l’acide ou la base soit dissout dans l’eau. Mais des réactions acido-basiques peuvent se produire entre des substances gazeuses et dans des conditions non aqueuses.

Pour résoudre ces problèmes, Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry ont proposé une définition différente en 1923. La définition de Brønsted – Lowry est qu’un acide est une espèce chimique qui donne un proton et qu’une base est une espèce qui accepte un proton. Lorsque nous parlons de proton ici, nous parlons d’un ion H+, puisque l’hydrogène a un proton et un électron, donc un ion H+ est juste un proton. Donc, selon cette définition, une réaction acido-basique n’est qu’un processus de transfert de protons, car une espèce chimique abandonne un proton et l’autre espèce le prend.

Pour avoir une idée plus concrète de cette définition, examinons de près certaines réactions. Nous avons déjà vu pourquoi HCl est un acide d’Arrhénius. Mais voyons pour quelle raison il s’agit aussi d’un acide de Brønsted – Lowry. Lorsque HCl réagit avec H2O, le proton de HCl est donné à H2O. Quand l’eau gagne ce proton, elle forme H3O+. Et puisque HCl a perdu un proton, il nous reste Cl-.

Maintenant, regardons une réaction avec une base. Dans cette réaction, nous avons de l’ammoniac réagissant avec l’eau. Ce sont les espèces chimiques qui nous ont posé un problème avec la définition des bases d’Arrhénius. Dans cette réaction, l’ammoniac, ou NH3, a une paire isolée, qui est le site parfait pour accepter un proton, qui provient de l’eau. Une fois que l’ammoniac accepte ce proton, il devient NH4 +. Et l’eau ayant perdu un proton devient OH-.

Dans ce genre de réactions acide-base, nous nous retrouverons toujours avec des espèces chimiques qui diffèrent les unes des autres par un proton. Et nous appelons ces espèces chimiques un couple conjugué acide-base. Un acide perd toujours un proton pour former sa base conjuguée. Donc, Cl- est la base conjuguée de HCl. Et une base accepte toujours un proton pour former son acide conjugué. Donc, NH4+ est l’acide conjugué de NH3.

Il y a une autre chose à noter ici. Nous avons de l’eau qui participe aux deux réactions. Dans la première, elle accepte un proton de HCl, ce qui signifie que, selon la définition des acides et des bases de Brønsted – Lowry, l’eau agit ici comme une base. Et dans la seconde réaction avec l’ammoniac, l’eau perd un proton. Ainsi, selon la définition de Brønsted – Lowry des acides et des bases, elle agit ici comme un acide.

Il existe de nombreuses espèces chimiques qui peuvent agir à la fois comme un acide et une base. Lorsqu’une substance peut agir à la fois comme un acide et une base, elle s’appelle amphotère. Mais parmi les espèces chimiques amphotères, l’eau est un peu unique. Comme il s’agit à la fois d’un acide et d’une base, elle réagit constamment avec elle-même dans un processus appelé auto-ionisation ou auto-protonation. Lorsque cela se produit, une molécule d’eau donne son proton à une autre. La molécule d’eau qui prend le proton, ce qui en fait une base de Brønsted – Lowry, forme H3O+. L’autre molécule d’eau agit ici comme un acide, car elle fait don de son proton à l’autre molécule d’eau, et reste avec proton de moins pour former OH-. C’est pourquoi l’eau pure n’est ni acide ni basique, car elle forme des quantités égales d’ions H3O+ et OH-. Cependant, elle le fait en très petites quantités. La concentration de OH− et de H3O+ n’est que alors que de 10 puissance moins sept molaire.

Alors, maintenant que nous savons définir les acides et les bases, explorons certains des types d’acides et bases que nous allons rencontrer. Il existe deux catégories principales d’acides et de bases, les acides ou bases fortes et les acides ou bases faibles. Cette distinction est essentiellement liée au nombre d’unités d’acide ou de base qui s’ionisent pour former des ions H3O+ ou OH-.

Voyons deux acides assez similaires, HI et HF. Les deux contiennent de l’hydrogène et un halogène, c’est-à-dire un élément du groupe 17. Puisque HI et HF sont des acides, lorsqu’ils sont introduits dans l’eau, ils donnent leurs protons à une molécule d’eau, formant H3O+ et un anion, I- pour HI et F- pour HF. Mais si nous comparons les anions résultants de ces réactions, l’ion F- est plus petit que l’ion I-. Ils ont pourtant la même quantité de charge négative, ce qui signifie que l’ion F- a une densité de charge négative beaucoup plus grande que celle de I-. Puisque F- a une charge négative si dense, il est fort probable que les ions F- prendront un proton des ions H3O+, et formeront à nouveau HF.

Quand la réaction peut se produire dans le sens inverse comme ceci, on l’indique par deux demi-flèches. Lorsque cela est le cas, les deux réactions finiront par établir un équilibre entre les réactions directe et inverse. Mais c’est le sujet d’une autre vidéo.

Le résultat de ce phénomène est que si les mêmes quantités de molécules HI et HF sont mises en solution, la solution contenant HI se retrouvera avec plus d’ions H3O+ que la solution de HF car la solution de HI est complètement ionisée tandis que la solution de HF contient toujours quelques molécules de HF Nous appelons donc HI acide fort et HF acide faible. Donc, en termes simples, les acides et les bases fortes s’ioniseront complètement dans l’eau, contrairement aux acides et bases faibles.

Maintenant, il convient de mentionner que simplement parce qu’un acide ou une base est fort, cela ne signifie pas nécessairement qu’il y aura plus d’ions H3O+ ou OH- en solution qu’avec un acide ou une base faible. La concentration joue également un rôle important ici. Nous venons de voir qu’avec les mêmes quantités de molécules HI et HF, c’est-à-dire la même concentration pour chacun, en supposant un même volume d’eau, nous nous retrouverons avec plus d’ions H3O+ dans la solution de HI que dans la solution de HF car HI est un acide fort. Mais que se passe-t-il si nos solutions avaient des concentrations différentes ? Plus précisément, si la solution d’acide fort était beaucoup moins concentrée que la solution d’acide faible ?

Dans ce cas, même si l’acide fort s’ionise complètement, il n’y aura pas autant de molécules d’acide à ioniser. Il n’y aura donc pas autant d’ions H3O+ dans la solution. Dans ce cas, l’acide faible aura une concentration plus élevée d’ions H3O+, même s’il s’agit d’un acide faible.

Avec tout cela en tête, regardons quelques acides et bases forts et faibles communs. Commençons par les acides. D’abord par les acides forts, car il n’en existe qu’une poignée. Malheureusement, cette liste est à mémoriser. Nos trois premiers acides forts sont des acides contenant des halogènes : HCl ou acide chlorhydrique, HBr ou acide bromhydrique et HI ou acide iodhydrique. Ensuite, nous avons quatre oxoacides, c’est-à-dire des acides contenant de l’oxygène : HNO3, acide nitrique ; H2SO4, acide sulfurique ; HClO4, acide perchlorique ; et HClO3, ou acide chlorique. L’acide chlorique n’est pas toujours considéré comme un acide fort, selon les sources. C’est juste un point de vigilance.

Nous avons ensuite les acides faibles. Il existe beaucoup d’acides faibles. Nous allons donc seulement couvrir certains d’entre eux, comme l’acide fluorhydrique, que nous avons déjà vu, le HCN ou cyanure d’hydrogène et le H2S ou le sulfure d’hydrogène. Ensuite, quelques oxoacides sont aussi des acides faibles, comme HClO ou acide hypochloreux, H3PO4 ou acide phosphorique, et HNO2 ou acide nitreux. Il y a ensuite tous les acides carboxyliques, qui sont des molécules qui contiennent ce groupe avec un carbone double-lié à un oxygène et simple-lié à un OH. L’acide acétique, qui est présent dans le vinaigre, en est un exemple.

En parcourant ces listes, nous remarquerons que la plupart de ces acides ne contiennent qu’un seul hydrogène, mais que certains d’entre eux en contiennent plus. Par exemple, H2SO4 contient deux hydrogènes et H3PO4 en contient trois. Les acides qui ne peuvent donner qu’un proton sont appelés acides monoprotiques ou monobasiques. Il existe actuellement de nombreux exemples d’acides monoprotiques, dont l’acide acétique. Même s’il contient plus d’un proton, un seul d’entre eux peut être donné. Il reste donc un acide monoprotique. Les acides avec deux protons à donner sont appelés diprotiques ou dibasiques, comme l’acide sulfurique et le sulfure d’hydrogène. Et les acides avec trois protons qui peuvent être donnés, comme H3PO4, sont appelés triprotiques ou tribasiques.

Maintenant, intéressons-nous aux bases. Les bases fortes sont beaucoup plus courantes que la courte liste des acides forts. Il s’agira de composés contenant O2- ou OH- plus un métal du groupe un - lithium, sodium, potassium, rubidium ou césium - ou une partie des métaux du groupe deux - calcium, strontium et baryum. Ainsi, NaOH, Li2O, Ca(OH)2 ou BaO sont certains exemples de bases fortes. Les bases faibles sont généralement des composés contenant de l’azote, comme le NH3 ou ammoniac, comme nous l’avons vu.

Ensuite, il existe une classe de composés appelés amines. Les composés méthylamine, diméthylamine et triméthylamine sont des exemples d’amines. D’autres exemples d’amines qui sont des bases faibles sont les neurotransmetteurs dans le corps humain, comme la dopamine.

Nous avons couvert beaucoup d’informations dans cette vidéo, alors résumons maintenant les points clés. Selon la définition d’Arrhénius, un acide est une substance qui contient de l’hydrogène et produit des ions H+ dans l’eau, un exemple classique étant l’acide chlorhydrique. Selon la définition d’Arrhénius, une base est une substance qui contient du OH et donne des ions OH- dans l’eau, un exemple classique étant la soude. Selon la définition de Brønsted – Lowry des acides et des bases, un acide est le donneur de protons. Par exemple, l’acide fluorhydrique donne un proton à l’eau, qui forme l’anion fluorure et l’hydronium. Et une base est un accepteur de protons. Par exemple, l’ammoniac accepte un proton de l’eau, ce qui donne NH4+ et OH-. L’eau peut agir à la fois comme un acide et une base. Et elle peut réagir avec elle-même dans un procédé appelé auto-ionisation ou auto-protonation. Un acide ou une base sont considérés comme forts s’ils s’ionisent complètement en solution. Mais si l’acide ou la base ne s’ionise pas complètement, c’est un acide ou une base faible.