TRANSFORMATIONS ACIDE - BASE ✅ Cours complet 💪 Terminale spécialité

0:00 Bonjour, Dans cette vidéo je te propose de revoir ensemble tout le cours sur les transformations acide - base. Je vais commencer par t’expliquer et définir simplement la notion d’acide, de base et de couples acide/base. Ensuite, avec ça, on pourra s’intéresser aux réactions acide-base qui ont lieux entre ces différentes espèces chimiques, Puis, pour terminer ce chapitre, on verra comment le pH d’une solution permet de quantifier la notion d’acidité. // Acide & base 1) Les acides et les bases de Brönsted Alors c’est quoi un acide et c’est quoi une base ? Ces différents types d’espèces chimiques dont tu entends parler depuis le collège. Selon la théorie du chimiste danois, Joannes Bronsted, un acide est définie comment étant une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs ions hydrogène (H+). Et inversement, une base est définie comme étant une espèce chimique capable, elle,

0:45 de capter un ou plusieurs ions hydrogène (H+). Pour que tu comprennes bien, regardons d’un peu plus près ces exemples : L’acide éthanoïque qui est ici, de formule chimique CH3COOH, c’est un acide : il peut céder un ion hydrogène pour se transformer en ion éthanoate, comme cela est illustré par cette demi-équation : CH3COOH CH3COO- + H+ En analysant attentivement les formules chimiques, tu peux facilement remarquer que pour passer de celle de l’acide éthanoïque, à celle de l’ion éthanoate là, on a simplement enlevé un H+. Puisqu’il est cédé. Avec un raisonnement similaire, l’ammoniaque, de formule NH3, est une base car c’est une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène pour se transformer en ion ammonium et ainsi former une espèce chimique de formule NH4+ comme le montre cette demi-équation.

1:35 NH3 + H+ NH4+ Et là aussi, tu peux remarquer que pour passer de la formule chimique de la base, NH3, à celle de l’ion ammonium, NH4+on a simplement ajouté un H+. Tout simplement. Ce sont 2 définitions à bien retenir pour aborder sereinement la suite de ce chapitre. Et elles vont justement nous permettre de définir la notion de : 2) Couple acide - base On dit qu’un acide (AH) et une base (A-) sont dits « conjugués » s’ils sont liés par le transfert d’un ion hydrogène (H+), selon une demi-équation acido-basique qui peut se noter ainsi, de manière générale : AH A- + H+ De manière générale, l’acide (que l’on a pour habitude d’écrire avec cette notation AH) se transforme en sa base conjuguée, qui est notée (A-) en cédant un H+. Le couple acide - base est noté AH / A- c’est-à-dire toujours avec la forme acide notée en premier, un /, puis la forme basique.

2:22 Là aussi, tu as probablement déjà pu remarquer que pour passer de la notation de l’acide (AH) à la notation de la base (A-) on a simplement enlevé un H+. Je te propose de reprendre les deux exemples précédents dans lesquels on va chercher à identifier et à noter le couple acide – base pour vérifier que tu as bien compris cette nouvelle notion. Dans cette première demi équation, on peut facilement identifier ici l’espèce acide, qui va céder un ion H+ et là l’ion éthanoate qui est donc la base ainsi formée. Pour bien t’expliquer ce mot de vocabulaire : l’ion éthanoate c’est donc la base conjuguée de l’acide éthanoïque. Ou on peut aussi dire que l’acide éthanoïque est l’acide conjugué de l’ion éthanoate. Ces deux espèces chimiques forment ainsi un couple acide base qui est noté CH3COOH/CH3COO-

3:13 Comme je te l’ai précisé ici, il faut bien prendre soin de toujours écrire en premier la formule chimique de l’acide, suivi de celle de la base conjuguée, lorsqu’on note un couple acide/base. Quelque soit le sens d’écriture de la demi-équation. Regarde avec ce deuxième exemple : Là, il ne faut pas se tromper, NH3 c’est bien la base, puisque c’est l’espèce chimique qui capte un ion hydrogène. Comme on l’a vu juste avant. Et NH4+ est l’acide conjugué. La demi-équation acido-basique est simplement écrite dans l’autre sens, par rapport au premier exemple, puisqu’elle illustre cette fois la formation de l’acide à partir de sa base conjuguée. Mais le couple acide-base correspondant se note bien : NH4+ / NH3 avec la formule chimique de l’acide écrite en premier ! Tout simplement ! Maintenant, je te propose de s’intéresser à

4:01 l’origine du caractère acide ou du caractère basique d’une solution. Et pour comprendre ça, on va analyser la structure des molécules, et exploiter leur schéma de Lewis. On commence avec les acides : Si on analyse la structure d’un acide, au sens de Bronsted, elle fait apparaitre une liaison polarisée entre un atome d’hydrogène et un autre atome plus électronégatif (O, N, …) : Comme c’est le cas ici pour les molécules appartenant à la famille des acides carboxyliques : au niveau de cette liaison O-H, la liaison est fragilisée par cette polarité et la molécule peut ainsi céder un ion H+. On te demanderas souvent dans des exercices de représenter le schéma de Lewis d’un acide carboxylique et celui de l’ion carboxylate correspondant. Tu retrouveras d’ailleurs plusieurs exercices du BAC corrigé, faisant appel à se savoir-faire,

4:51 dans la playlist du chapitre que je t’ai remis dans la description de cette vidéo. Pour réussir à faire ça, il te suffira tout simplement d’identifier la liaison polarisée O – H sur le groupe carboxyle de l’acide carboxylique, pour pouvoir déterminer l’atome d’H qui est cédé, comme je te le montre ici. Tu pourras alors facilement en déduire le schéma de Lewis de l’ion carboxylate correspondant, qui fait apparaitre une charge – au niveau de l’O puisqu’un ion H+ a été cédé. Je te propose maintenant de s’intéresser à la structure d’une base pour comprendre pourquoi elle peut, elle, capter facilement un ion hydrogène. La structure d’une base fait apparaitre un atome portant un ou plusieurs doublets non liants (qui sont en fait des réserves d’électrons) susceptibles de venir combler la lacune électronique d’un

5:39 ion hydrogène H+ et ainsi le capter. Comme c’est le cas ici pour une amine, qui est constituée d’un atome d’azote portant un doublet non liant. C’est une base susceptible de capter un ion hydrogène H+ pour former l’ion ammonium correspondant. Pour terminer la présentation de cette première partie, je vais te parler du cas particulier des espèces amphotères. 3) espèces amphotères Dans certains, une espèce chimique peut à la fois se comporter comme un acide et comme une base et appartient du coup à 2 couples acide-base différents. C’est justement le cas de l’eau (H2O), regarde avec cet exemple : L’eau est à la fois l’acide conjugué de l’ion hydroxyde (HO-) : dans cette demi-équation acidobasique l’eau a cédé un ion hydrogène.

6:25 Elle appartient donc à ce premier couple acide – base H2O/HO- en tant qu’acide. Mais elle est également la base conjuguée de l’ion oxonium (H3O+), puisqu’elle peut capter un ion hydrogène. On voit donc bien ici que l’eau appartient à un 2e couple : le couple H3O+ / H2O et en tant que base cette fois. L’eau est donc bien un exemple d’espèce amphotère, qui peut jouer à la fois le rôle d’acide d’un couple et celui de la base dans un autre couple. Autrement dit, elle peut à la fois capter et céder un ion hydrogène. Maintenant que l’on a bien expliqué la notion d’acide et de base, on va pouvoir s’intéresser aux réactions chimique entre ces deux types d’espèces chimiques. // Réaction acide – base Une réaction acide-base a lieu lorsque l'acide d'un couple réagit avec la base d'un autre couple. Les produits formés

7:13 sont alors les espèces conjuguées des réactifs. L'équation de réaction s'obtient à partir des demi-équations acidobasiques de chaque couple. Là encore, pour que tu comprennes bien, le plus simple c’est d’étudier ensemble tranquillement cet exemple de réaction acide base entre l’acide éthanoïque, acide du couple CH3COOH/CH3COO–, et l’ammoniaque, la base du couple NH4+/NH3 : CH3COOH + NH3 CH3COO– + NH4+ Il y a un savoir-faire à bien maitriser dans ce chapitre, et là aussi je te conseilles de bien t’entrainer dans des exercices que tu pourras retrouver dans la playlist du chapitre : Etablir une équation de réaction acide – base : Pour ça, il faut suivre 3 étapes simples. D’abord, tu commences par identifier les 2 couples mis en jeux grâce à la lecture de l’énoncé et aux formules chimiques des réactifs. L’acide et sa base conjuguée pour le premier couple, la base et son acide conjugué pour le 2e.

7:59 Tu pourras facilement, dans une seconde étape, les demi-équation correspondante, exactement comme on l’a expliqué dans la première partie de ce chapitre. En veillant bien à placer à gauche, du côté des réactifs, les espèces chimiques qui réagissent : donc ici l’acide éthanoïque et l’ammoniaque (la base). C’est pour ça qu’ici elles ne sont pas écrite toutes les deux dans le même sens : l’une dans le sens de la formation d’une base conjuguée et l’autre dans le sens de la formation d’un acide conjugué, en veillant bien à mettre à gauche les réactifs cités dans l’énoncé. La dernière étape consiste tout simplement à écrire l’équation bilan de la réaction acide-base en faisant la somme des deux demi-équation, qui ne fait du coup plus apparaitre d’ions hydrogène H+, comme je te le montre ici. Comme toute les équations de réactions, on veillera à ce

8:44 qu’elle soit bien ajustée, bien équilibrée. Petite remarque : l’équation s’écrit avec une double flèche si la transformation est non totale, et avec une simple flèche si elle est totale. En résumé, retiens qu’une réaction acide - base fait intervenir deux couples acide/base. L'acide d'un 1er couple libère un ion H+ pour le céder à la base de l'autre couple. Et bien sûr, la base et l’acide conjugués de chacun de ces deux réactifs sont formés et se trouvent à droite, parmi les produits de la transformation. Pour finir, on va s’intéresser au lien entre l’acidité et le pH d’une solution. // Le pH d’une solution On a donc vu que les réactions acide base font intervenir un transfert d’ion H+. Pour être un peu plus précis, dans l’eau l’ion H+ n’existe pas en tant que tel,

9:30 il est associé à une molécule d’eau pour former l’ion oxonium selon la demi-équation suivante : H2O + H+ = H3O+. Le pH d’une solution aqueuse, c’est-à-dire lorsque le solvant est l’eau, pH signifie potentiel hydrogène, est un indicateur d’acidité lié à la concentration en ion oxonium H3O+ par la relation suivante : pH = - log ([G3O+])/C° Avec C° la concentration standard égale à 1 mol.L−1. Elle permet tout simplement de calculer le pH d’une solution lorsqu’on connait [H3O+]. Réciproquement, on peut retrouver cette relation qui permet de calculer la concentration lorsqu’on connait le pH de la solution. [H3O+] = C° × 10^-pH Comme c° = 1, 1 mol.L-1,

10:18 tu retrouveras souvent ces deux relations écrites de manière simplifié, comme ça, sans le c°. Pour rappel : La fonction log est la fonction mathématique logarithme décimal. Elle est définie telle que si y = log x, alors x = 10^y C’est comme ça que l’on passe de l’une à l’autre des expressions. La démonstration n’est pas demandée aux élèves. Ces deux relations sont à connaitre et seront souvent utiles dans les exercices. J’en profite également pour te rappeler que pour mesurer le pH d’une solution aqueuse, on peut utiliser deux méthodes : • Du papier pH que l’on trempe dans la solution et qui indique de manière approximative son pH grâce à un code couleur. • Un pH-mètre, appareil muni d’une sonde pH-métrique que l’on immerge

11:04 dans la solution et qui indique une valeur plus précise du pH. La valeur du pH est comprise entre 0 et 14. Le pH central est donc 7, c’est le cas pour une solution neutre. • Si 0 < pH < 7, on dit que la solution est acide • Si 7 < pH < 14, on dit que la solution est basique Plus la concentration en ion oxonium est élevée, plus la solution est acide et du coup, plus le pH est faible et se rapproche de 0. Et voilà, si cette vidéo t’a aidé n’hésite pas à la partager autour de toi et je te propose maintenant de t’entrainer avec des exercices corrigés dans cette playlist. Bon courage pour la suite et à bientôt !