Couples acide-base et réactions : cours de Terminale spécialité

Le citron, le vinaigre, le produit pour déboucher les canalisations, la soude, l'ammoniaque : tu rencontres tous les jours des solutions dites acides ou basiques. En classe de Terminale, le programme te demande d'aller plus loin que « ça pique » ou « ça glisse » : il faut modéliser ce qui se passe à l'échelle des particules. Concrètement, tu dois décrire les transformations acide-base comme des échanges d'ion H+ entre espèces chimiques ¹. C'est le fil conducteur de tout ce chapitre.

L'idée centrale tient en une phrase : dans une réaction acide-base, il se produit, en solution aqueuse, un transfert d'ions H+ de l'acide vers la base ³. Rien ne se crée, rien ne se perd : un H+ quitte une espèce et s'installe sur une autre. Toute la difficulté consiste à repérer qui donne, qui reçoit, et à écrire proprement l'équation qui traduit ce transfert.

Ce cours suit une progression simple. Nous définissons d'abord l'acide et la base au sens de Brønsted, puis la notion de couple. Nous écrirons ensuite l'équation d'une réaction à partir de deux couples. Nous verrons enfin comment le pKa permet de comparer des acides et de prévoir dans quel sens une réaction est favorisée. Ces notions préparent directement les chapitres sur le pH, sur les diagrammes de prédominance et sur les acides et bases forts et faibles.

Cette définition est dite « de Brønsted ». Elle ne dépend pas d'une couleur ou d'un goût : elle repose uniquement sur ce que l'espèce fait d'un H+. Une même espèce peut donc être acide dans une réaction et base dans une autre, nous y reviendrons avec l'eau.

Prends un acide que nous noterons AH. S'il perd un H+, il se transforme en une espèce $\mathrm{A^-}$. Cette espèce possède un H+ de moins : elle est capable de le récupérer. C'est donc une base. On l'appelle la base conjuguée de l'acide AH ³.

Cette dernière précision a une conséquence pratique. Certaines espèces possèdent plusieurs atomes d'hydrogène susceptibles de partir. Au sens de Brønsted, chaque échange d'un seul H+ correspond à un couple distinct, et ce sont les couples que tu écris, jamais un échange de deux H+ à la fois dans la même demi-équation ⁴.

Pour t'entraîner, rappelle-toi qu'un couple s'écrit toujours sous la forme acide / base ³. Si tu hésites, écris la demi-équation dans le sens où l'acide cède son H+ : l'espèce qui reste après le départ est la base conjuguée.

L'eau joue un rôle particulier : elle est le solvant de toutes les solutions aqueuses, et elle peut elle-même céder ou capter un H+. Elle appartient à deux couples ³⁴ :

• H₃O⁺ / H₂O : l'ion oxonium (ou hydronium) est l'acide, l'eau la base ;
• H₂O / HO⁻ : l'eau est l'acide, l'ion hydroxyde la base.

Les demi-équations sont :

$\mathrm{H_3O^+} \rightleftharpoons \mathrm{H_2O} + \mathrm{H^+} \qquad\qquad \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{HO^-} + \mathrm{H^+}$

Vois ce schéma comme un jeu de passes : Acide₁ lance son H+, Base₂ l'attrape. Acide₁ devient Base₁, Base₂ devient Acide₂. Les réactifs sont toujours un acide et une base, jamais deux acides ni deux bases. Retrouve cette forme générale dans l'écriture de la théorie de Brønsted, où un acide et une base réagissent pour donner la base conjuguée du premier et l'acide conjugué de la seconde ⁴.

Toutes les réactions acide-base ne se valent pas : un acide cède plus ou moins facilement son H+. Pour chiffrer cette tendance, le programme introduit la constante d'acidité $K_A$ d'un couple ¹. La réaction $\mathrm{Acide} \rightleftharpoons \mathrm{Base} + \mathrm{H^+}$ est une réaction équilibrée, dont la constante d'équilibre est $K_A$ ³.

Quand on connaît les pKa de plusieurs couples, on peut les ranger sur un axe : c'est l'échelle des pKa. Tous les couples s'y écrivent sous la forme acide / base, et on peut les classer selon leur pKa ³. Les acides les plus forts, de petit pKa, se trouvent d'un côté ; les bases les plus fortes, associées à de grands pKa, de l'autre.

Pourquoi les bases associées à de grands pKa sont-elles les plus fortes ? Raisonne ainsi : plus l'acide d'un couple est faible, plus il retient son H+. Sa base conjuguée, au contraire, capte ce H+ avec plus d'avidité. L'acide faible a donc une base conjuguée relativement forte.

Selon la valeur du pH, les proportions relatives de l'acide et de sa base conjuguée varient ². L'équilibre chimique qui relie dans l'eau un acide et sa base conjuguée peut se modéliser par une réaction associée à la constante d'acidité ². Cela conduit à un outil graphique : le diagramme de prédominance d'un couple, qui indique quelle espèce est majoritaire selon la valeur du pH ². Le programme demande de savoir représenter ce diagramme pour un couple acide-base ².

Retiens pour l'instant la logique d'ensemble : le pKa du couple est la valeur frontière entre deux zones. D'un côté, l'acide l'emporte ; de l'autre, la base l'emporte. La construction précise et les critères quantitatifs de « majoritaire » sont l'objet du chapitre dédié.

Au Bac, ces notions te sont demandées de manière très concrète : identifier les couples dans un énoncé, écrire l'équation avec des atomes et des charges qui se conservent, puis justifier le sens de la réaction avec les pKa. Si tu maîtrises la méthode des demi-équations et la lecture de l'échelle des pKa, tu as de quoi traiter la plupart de ces questions.