RAPPEL — Acide/base : les définitions propres
Avant de calculer un pH, il faut poser le vocabulaire proprement. La grande majorité des erreurs de TP viennent d’un couple conjugué mal identifié — typiquement, oublier que la base conjuguée d’un ammonium est une amine neutre, pas un anion. Cette fiche verrouille ce socle de vocabulaire.
Deux définitions complémentaires
BRØNSTED (on suit le proton H⁺) LEWIS (on suit le doublet d'électrons)
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Acide = DONNE un H⁺ Acide = ACCEPTE un doublet (a une lacune)
Base = ACCEPTE un H⁺ Base = DONNE un doublet (a une paire libre)
Ex. : HCl, CH₃COOH (acides) Ex. : BF₃, AlCl₃, R₃C⁺, Zn²⁺ (acides)
NH₃, HO⁻ (bases) NH₃, H₂O, R–O⁻ (bases)Brønsted (histoire de proton H⁺) — le plus courant en solution :
- Acide = donneur de H⁺. Base = accepteur de H⁺.
Lewis (histoire de doublet d’électrons) — le plus général :
- Acide = accepteur de doublet (il a une lacune : B, Al, un carbocation, un métal comme Zn²⁺, Fe³⁺).
- Base = donneur de doublet (une paire libre disponible : O, N, un anion).
Les deux décrivent la même chose sous deux angles. Brønsted est en fait un cas particulier de Lewis : accepter un H⁺, c’est offrir un doublet au proton. À retenir absolument :
Base de Brønsted et base de Lewis, c’est le même doublet ; il va vers un H⁺ (comportement acide-base) ou vers un carbone (comportement nucléophile). Acide/base, nucléophile/électrophile : une seule et même physique.
Le couple conjugué — et son piège cationique
Un acide et sa base conjuguée ne diffèrent que d’un H⁺ (on enlève ou on ajoute un proton, rien d’autre) :
− H⁺ − H⁺
AH ──────► A⁻ BH⁺ ──────► B
◄────── ◄──────
+ H⁺ + H⁺
CAS 1 : acide NEUTRE CAS 2 : acide CATIONIQUE
→ base ANIONIQUE → base NEUTRE
CH₃COOH / CH₃COO⁻ R–NH₃⁺ / R–NH₂- Cas 1 : AH / A⁻ — un acide neutre donne une base anionique. Ex. : CH₃COOH / CH₃COO⁻ (acide acétique / acétate).
- Cas 2 : BH⁺ / B — un acide cationique donne une base neutre. Ex. : R–NH₃⁺ / R–NH₂ (ammonium / amine).
Le piège classique. La base conjuguée d’un ammonium R–NH₃⁺ est une amine neutre R–NH₂, pas un anion. Symétriquement, l’acide conjugué d’une amine est un cation ammonium. Une grande partie des erreurs de raisonnement (et de prédiction d’ionisation à un pH donné) vient d’avoir oublié ce cas cationique.
Acide fort ⇒ base conjuguée faible
Règle centrale, à énoncer sans hésiter :
Plus un acide est fort, plus sa base conjuguée est faible (et réciproquement).
ACIDE FORT ──donne H⁺ facilement──► BASE CONJUGUÉE FAIBLE
(HCl) (Cl⁻ : ne reprend jamais H⁺)
ACIDE FAIBLE ──garde son H⁺──► BASE CONJUGUÉE FORTE
(H₂O) (HO⁻ : avide de H⁺)Vulgarisation : un acide fort « lâche » son proton avec plaisir ; sa base conjuguée n’a donc aucune envie de le reprendre — elle est faible. À l’inverse, une base forte (avide de proton) provient forcément d’un acide faible.
Conséquence pratique majeure : les bons groupes partants (dans les mécanismes) sont des bases faibles — donc les bases conjuguées d’acides forts (I⁻, Br⁻, Cl⁻, l’eau). À l’opposé, HO⁻ est une base forte : c’est un mauvais groupe partant, d’où la nécessité de la catalyse acide pour le transformer en H₂O (bon partant) avant qu’il ne parte.
Ampholytes : à la fois acide et base
Un ampholyte (ou amphotère) peut jouer les deux rôles selon le partenaire — il a un H à céder et un doublet à offrir. À connaître par cœur :
- l’eau (couple H₃O⁺ / H₂O / HO⁻) ;
- les acides aminés (–COOH acide d’un côté, –NH₂ basique de l’autre → zwitterion) ;
- HCO₃⁻ (hydrogénocarbonate), H₂PO₄⁻ et HPO₄²⁻ (phosphates intermédiaires).
Ce sont eux qui font les tampons physiologiques (voir la fiche tampons). Un ampholyte a toujours deux pKa (un où il joue l’acide, un où il joue la base).
Pièges fréquents
- Oublier le cas cationique : base conjuguée d’un ammonium = amine neutre.
- Croire qu’une base doit être chargée : NH₃ et H₂O sont des bases neutres (elles ont un doublet).
- Confondre force et concentration : un acide « fort » se dissocie totalement, indépendamment de sa concentration.
- Prendre HO⁻ pour un bon groupe partant : c’est une base forte → mauvais partant (d’où la catalyse acide).
Exercices éclair
Exercice 1. Donne la base conjuguée de l’ion ammonium NH₄⁺ et l’acide conjugué de l’ammoniac NH₃.
Correction
- Base conjuguée de NH₄⁺ : NH₃ (on retire un H⁺).
- Acide conjugué de NH₃ : NH₄⁺ (on ajoute un H⁺). NH₄⁺ / NH₃ forment un même couple (pKa 9,25). L’acide est cationique, la base neutre : c’est le cas BH⁺/B, celui qu’on oublie.
Exercice 2. Le pKa de HCl est ≈ −7 (acide très fort). Que dire de la force de sa base conjuguée Cl⁻ ?
Correction
Cl⁻ est une base extrêmement faible (elle ne reprend quasiment jamais de proton en solution aqueuse). C’est cohérent avec « acide fort ⇒ base conjuguée faible », et c’est aussi pourquoi Cl⁻ est un excellent groupe partant en chimie organique.
Exercice 3. BF₃ n’a aucun proton à céder. Comment peut-il pourtant être un acide ?
Correction
C’est un acide de Lewis : le bore n’a que 6 électrons (sextet, lacune électronique) → il accepte un doublet d’une base (par ex. l’azote d’une amine, formant R₃N⁺–BF₃⁻). Il est acide sans proton, car l’acidité de Lewis se juge sur la capacité à accepter un doublet, pas à donner un H⁺.
À retenir
- Brønsted : acide donne H⁺, base accepte H⁺. Lewis : acide accepte un doublet (lacune), base en donne un. Brønsted ⊂ Lewis.
- Couples : AH/A⁻ et BH⁺/B. Ne jamais oublier le cas cationique (ammonium → amine neutre).
- Acide fort ⇒ base conjuguée faible ⇒ bon groupe partant (I⁻, Cl⁻, H₂O) ; HO⁻ = mauvais partant.
- Ampholytes (2 pKa) : eau, acides aminés, HCO₃⁻, H₂PO₄⁻, HPO₄²⁻ → cœur des tampons.