Term • 2025-2026

Modéliser des transformations acide-base par des transferts d'ion hydrogène H+

Couples acide-base de Brønsted, réactions de transfert d'ion hydrogène, caractère amphotère de l'eau, schémas de Lewis et relation entre pH et concentration en ions oxonium.

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Les réactions acide-base

Une réaction acide-base modélise un échange d’ions hydrogène $\ce{H+}$ entre une espèce chimique acide d’un couple et une espèce chimique basique d’un autre couple.

À retenir

Acide : espèce chimique capable de céder des ions hydrogène $\ce{H+}$
Base : espèce chimique capable de capter des ions hydrogène $\ce{H+}$

Un couple acide-base se note $\ce{AH / A-}$ . La demi-équation associée est :

\underbrace{\ce{AH}}_{\text{Acide}} \ce{->} \underbrace{\ce{A-}}_{\text{Base}} + \ce{H+}

Comment écrire une réaction acide-base ?

Écrire les demi-équations des deux couples mis en jeu.
Identifier les réactifs de chaque couple.
En déduire la réaction globale.

Exemple

Réaction entre l’acide éthanoïque $\ce{CH3COOH}$ et l’ammoniac $\ce{NH3}$

\ce{CH3COOH -> CH3COO- + H+} \qquad \text{L'acide éthanoïque libère un ion hydrogène, c'est un acide}

\ce{NH3 + H+ -> NH4+} \qquad \text{L'ammoniac capte un ion hydrogène, c'est une base}

Réaction globale :

\ce{CH3COOH(aq) + NH3(aq) <=> CH3COO-(aq) + NH4+(aq)}

L’acidité des atomes d’hydrogène : conséquence de la polarité de la liaison

À retenir

Le caractère acide d’un atome d’hydrogène est dû à la différence d’électronégativité importante entre l’hydrogène et l’atome auquel il est relié. L’électronégativité d’un atome correspond à sa capacité à attirer les électrons d’un doublet d’électrons.

Échelle d'électronégativité de Pauling — Échelle d’électronégativité de Pauling

Lorsque deux éléments chimiques ont une différence d’électronégativité importante (par convention supérieure à 0,4), on dit que la liaison est polarisée.

Exemple

Le chlorure d’hydrogène

Représentation de la molécule HCl — Modèle de la molécule de chlorure d’hydrogène

Schéma de Lewis de HCl avec charges partielles — Schéma de Lewis du chlorure d’hydrogène

L’élément chlore porte une charge partielle négative, la liaison étant très polarisée, elle est de ce fait fragile et l’hydrogène va pouvoir être libéré.

La liaison entre l’hydrogène et le chlore est très polarisée : $\chi_{\text{(Cl)}} = 3{,}16$ et $\chi_{\text{(H)}} = 2{,}2$ .

Au contact de l’eau, le chlorure d’hydrogène libère son ion hydrogène qui est capté par la molécule d’eau : c’est une réaction acide-base. Il se forme une solution d’acide chlorhydrique.

\ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)}

Le chlorure d’hydrogène est donc une espèce chimique acide capable de libérer un ion hydrogène $\ce{H+}$ .

Caractère amphotère de l’eau

À retenir

Une espèce amphotère est une espèce chimique capable de jouer le rôle d’acide et de base dans deux couples différents.

L’eau est une espèce chimique qui peut :

libérer un ion hydrogène $\ce{H+}$ , car l’hydrogène est relié à un atome d’oxygène plus électronégatif ;
capter un ion hydrogène $\ce{H+}$ grâce aux doublets non liants portés par l’atome d’oxygène.

Les couples mis en jeu sont $\ce{H3O+ / H2O}$ et $\ce{H2O / HO-}$ , où $\ce{H3O+}$ est l’ion oxonium et $\ce{HO-}$ l’ion hydroxyde.

L’eau est donc bien une espèce amphotère.

Schéma de Lewis de quelques acides et de leur base conjuguée

À retenir

Dans un schéma de Lewis, on représente les doublets non liants. Un atome est stable s’il possède huit électrons dans sa couche électronique externe (4 doublets, liants ou non liants). Pour l’hydrogène, la couche externe se limite à « 1s », il lui suffit donc de deux électrons (un doublet).

Couple acide éthanoïque / ion éthanoate

Schéma de Lewis de l'acide éthanoïque — Acide éthanoïque

Schéma de Lewis de l'ion éthanoate — Ion éthanoate

Couple ion ammonium / ammoniac

Schéma de Lewis de l'ion ammonium — Ion ammonium

Schéma de Lewis de l'ammoniac — Ammoniac

Remarque

L’ammoniac $\ce{NH3}$ , à l’instar des amines, possède une liaison N-H polarisée, mais la différence d’électronégativité est faible : l’hydrogène n’est que très peu acide. Par contre, le doublet non liant sur l’azote lui permet de capter un ion hydrogène $\ce{H+}$ . Les amines ont donc un caractère basique.

Lien entre le pH et la concentration en ions oxonium

Un ion hydrogène n’existe pas sous sa forme $\ce{H+}$ en solution. Lorsqu’un acide libère un ion hydrogène en solution aqueuse, il se lie à une molécule d’eau pour former un ion oxonium $\ce{H3O+}$ .

Formule à connaître

Relation entre pH et concentration en ions oxonium

pH = -\log\left( \frac{[\ce{H3O+}]}{C^\circ} \right)

Définition : Le potentiel hydrogène, noté pH, est directement lié à la concentration en quantité de matière d’ions oxonium.

Grandeurs : $[\ce{H3O+}]$ est la concentration en ions oxonium et $C^\circ$ est la concentration standard de référence.

Unités : $[\ce{H3O+}]$ et $C^\circ$ en $\mathrm{mol \cdot L^{-1}}$ ; le pH s’exprime sans unité.

où $C^\circ$ correspond à la concentration standard de référence, valeur constante prise arbitrairement à $1,0\,\mathrm{mol \cdot L^{-1}}$ . Le pH s’exprime toujours sans unité.

Il est possible d’isoler la concentration en ions oxonium :

Formule à connaître

Concentration en ions oxonium en fonction du pH

[\ce{H3O+}] = C^\circ \times 10^{-pH}

Définition : Concentration en ions oxonium déduite de la valeur du pH.

Grandeurs : $[\ce{H3O+}]$ concentration en ions oxonium, $C^\circ$ concentration standard de référence, $pH$ potentiel hydrogène.

Unités : $[\ce{H3O+}]$ et $C^\circ$ en $\mathrm{mol \cdot L^{-1}}$ ; le pH est sans unité.

Échelle de pH en solution aqueuse

Dans l’eau, les valeurs extrêmes de pH sont 0 et 14.

La solution est acide si le pH est inférieur à 7.
La solution est basique si le pH est supérieur à 7.
La solution est neutre si le pH est égal à 7.

Échelle de pH dans l'eau — Échelle de pH dans l’eau

Remarque

Des valeurs de pH négatives ou supérieures à 14 sont possibles, par exemple avec des acides ou des bases très concentrés (hors programme).