Acides et bases de Brønsted : le transfert d'un proton

En troisième, tu as classé des solutions sur une échelle de pH : le vinaigre est acide, l'eau de Javel est basique. Mais qu'est-ce qui rend une espèce chimique « acide » ? L'échelle ne le disait pas. La première répond par un mécanisme, proposé en 1923 par le chimiste danois Johannes Brønsted.

Définitions de Brønsted. Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton $\mathrm{H^+}$ (un ion hydrogène). Une base est une espèce chimique capable de capter un proton $\mathrm{H^+}$.

Le proton en question est le noyau de l'atome d'hydrogène, un simple proton sans électron : c'est la plus petite particule chargée que la chimie manipule, et elle ne reste jamais seule en solution.

Le couple acide/base. Quand un acide $\mathrm{AH}$ cède son proton, il ne disparaît pas : il devient une espèce $\mathrm{A^-}$ qui, elle, est capable de reprendre ce proton — une base. L'acide et la base ainsi liés forment un couple acide/base, noté $\mathrm{AH/A^-}$, l'acide toujours écrit en premier. On dit que $\mathrm{A^-}$ est la base conjuguée de $\mathrm{AH}$, et $\mathrm{AH}$ l'acide conjugué de $\mathrm{A^-}$. Le lien entre les deux s'écrit par une demi-équation protonique :

Le signe « = » signale que l'écriture se lit dans les deux sens : c'est un bilan, pas une transformation qui se produit seule. Passer de l'acide à sa base conjuguée est un calcul : un atome H de moins, une unité de charge de moins. Ainsi, pour l'acide éthanoïque $\mathrm{CH_3COOH}$, la base conjuguée est l'ion éthanoate $\mathrm{CH_3COO^-}$ ; pour l'ion ammonium $\mathrm{NH_4^+}$, c'est l'ammoniac $\mathrm{NH_3}$ (de charge $+1$, on passe à $0$).

La réaction acide-base. Un proton libre n'existe pas en solution : pour qu'un acide cède son proton, il faut une base qui le prenne. Une réaction acide-base est donc un transfert de proton entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple. Son équation s'obtient en ajoutant les deux demi-équations, l'une dans le sens « l'acide cède », l'autre dans le sens « la base capte » : le proton, cédé d'un côté et capté de l'autre, n'apparaît plus dans le bilan.

Les deux couples de l'eau. L'eau est une espèce à part : elle peut céder un proton (couple $\mathrm{H_2O/HO^-}$, l'ion hydroxyde est sa base conjuguée) et elle peut en capter un (couple $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$, l'ion oxonium est son acide conjugué). Une espèce qui est l'acide d'un couple et la base d'un autre est un ampholyte (on dit aussi qu'elle est amphotère). Conséquence immédiate : en solution aqueuse, le proton cédé par un acide est capté par une molécule d'eau, et l'espèce qui existe réellement est $\mathrm{H_3O^+}$, jamais $\mathrm{H^+}$ seul. C'est cet ion oxonium que mesure le pH.

La méthode en quatre temps. Face à une réaction acide-base, tout se déduit des deux couples mis en jeu.

1. Repérer les deux couples et écrire chacun sous la forme acide/base.
2. Écrire la demi-équation du couple dont l'acide réagit, dans le sens où il cède son proton : $\mathrm{A_1H} = \mathrm{A_1^-} + \mathrm{H^+}$.
3. Écrire la demi-équation du couple dont la base réagit, dans le sens où elle capte le proton : $\mathrm{A_2^-} + \mathrm{H^+} = \mathrm{A_2H}$.
4. Additionner membre à membre : le proton s'élimine, et il reste l'équation de la réaction, écrite avec une flèche.

L'exemple guidé applique cette méthode à l'acide éthanoïque et à l'ammoniac.

Pourquoi l'eau change l'écriture. Quand un acide est simplement dissous dans l'eau, la base qui capte le proton est l'eau elle-même, par son couple $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$. L'équation de dissolution de l'acide éthanoïque s'écrit donc

et non « $\mathrm{CH_3COOH} \rightarrow \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H^+}$ ». La seconde écriture, fréquente dans les manuels étrangers et dans les raccourcis, est une demi-équation, pas une réaction : elle laisse un proton nu, qui n'existe pas en solution. De même, une base dissoute dans l'eau prend son proton à l'eau par le couple $\mathrm{H_2O/HO^-}$ : l'ammoniac donne $\mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{HO^-}$, ce qui explique qu'une solution d'ammoniac soit basique — elle contient des ions hydroxyde.

Un vocabulaire à ne pas mélanger. « Acide » et « base » sont des rôles joués dans une réaction donnée, pas des étiquettes définitives. L'eau est base face à l'acide éthanoïque et acide face à l'ammoniac. L'ion hydrogénocarbonate $\mathrm{HCO_3^-}$ est de même un ampholyte : base du couple $\mathrm{H_2CO_3/HCO_3^-}$, acide du couple $\mathrm{HCO_3^-/CO_3^{2-}}$. Pour décider du rôle d'une espèce, on regarde ce qu'elle fait du proton dans l'équation : celle qui perd un H est l'acide, celle qui en gagne un est la base.

Un acide peut être un ion. Rien n'impose à un acide d'être une molécule neutre : $\mathrm{NH_4^+}$ et $\mathrm{HCO_3^-}$ sont des acides ; $\mathrm{HO^-}$ et $\mathrm{CH_3COO^-}$ sont des bases. Le critère de Brønsted ne parle que du proton, jamais de la charge. Ce qui se conserve, en revanche, c'est la charge totale : de chaque côté de l'équation, la somme des charges est la même — un contrôle rapide de toute équation acide-base.

Ce que la première ne demande pas. Savoir jusqu'où la réaction avance, c'est-à-dire si l'acide cède tout ou partie de ses protons, relève de la terminale (acides forts et faibles, constante d'acidité). Ici, on écrit l'équation ; on ne prédit pas la composition finale, et l'on ne calcule pas de pH.

Énoncé. On mélange une solution d'acide éthanoïque $\mathrm{CH_3COOH}$ et une solution d'ammoniac $\mathrm{NH_3}$. Les couples mis en jeu sont $\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}$ et $\mathrm{NH_4^+/NH_3}$.

Questions. Écrire les deux demi-équations protoniques, puis l'équation de la réaction acide-base. Préciser le rôle de chaque réactif. Écrire enfin l'équation de la réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau.

---

1. Identifier les rôles. L'acide éthanoïque est l'acide de son couple ; l'ammoniac est la base du sien. La réaction sera le transfert d'un proton du premier vers le second.

2. Demi-équation de l'acide, dans le sens où il cède. Un H de moins, une charge de moins ($0 \rightarrow -1$) :

3. Demi-équation de la base, dans le sens où elle capte. Un H de plus, une charge de plus ($0 \rightarrow +1$) :

4. Additionner. Le proton, à droite de la première et à gauche de la seconde, s'élimine :

5. Contrôler. Atomes : à gauche $\mathrm{C_2H_4O_2}$ et $\mathrm{NH_3}$, soit 2 C, 7 H, 2 O, 1 N ; à droite $\mathrm{C_2H_3O_2^-}$ et $\mathrm{NH_4^+}$, soit 2 C, 7 H, 2 O, 1 N. Charges : $0 + 0 = 0$ à gauche, $(-1) + (+1) = 0$ à droite. Aucun proton libre ne subsiste.

L'acide éthanoïque joue le rôle d'acide (il a perdu un H), l'ammoniac celui de base (il en a gagné un). Les produits sont leurs conjugués respectifs.

6. L'acide éthanoïque dans l'eau. Cette fois la base est l'eau, par son couple $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$ : la demi-équation de capture est $\mathrm{H_2O} + \mathrm{H^+} = \mathrm{H_3O^+}$. En l'ajoutant à celle de l'acide :

Le contrôle des charges donne $0$ de chaque côté. L'espèce responsable de l'acidité de la solution est l'ion oxonium ; écrire $\mathrm{H^+}$ à sa place serait laisser dans l'équation un proton que l'eau a en réalité capté.

Figure (fig.chemistry.bronsted-acid-base, SVG programmatique à produire) : le transfert de proton représenté comme un passage de relais entre deux couples, en trois panneaux superposés.

• Panneau du haut — le couple. À gauche, l'acide $\mathrm{AH}$ dessiné comme une forme portant une petite sphère marquée « $\mathrm{H^+}$ » ; à droite, la base $\mathrm{A^-}$, la même forme sans la sphère et portant la mention « charge $-1$ ». Entre les deux, une double flèche horizontale étiquetée « cède $\mathrm{H^+}$ » (vers la droite) et « capte $\mathrm{H^+}$ » (vers la gauche). Un cartouche sous le panneau : « couple $\mathrm{AH/A^-}$ : un H de moins, une charge de moins ».
• Panneau du milieu — la réaction. Deux couples face à face : $\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}$ à gauche, $\mathrm{NH_4^+/NH_3}$ à droite. Une flèche courbe unique, épaisse, part de $\mathrm{CH_3COOH}$ et arrive sur $\mathrm{NH_3}$, portant la sphère « $\mathrm{H^+}$ » à mi-chemin. Sous la flèche, l'équation de la réaction en toutes lettres, avec les mots « acide » sous $\mathrm{CH_3COOH}$ et « base » sous $\mathrm{NH_3}$ ; sous les produits, « base conjuguée » et « acide conjugué ». Une note en marge : « le proton n'apparaît pas dans le bilan : cédé ici, capté là ».
• Panneau du bas — l'eau, des deux côtés. La molécule d'eau au centre, avec deux flèches opposées. Vers la gauche : « $\mathrm{H_2O}$ capte $\mathrm{H^+}$ → $\mathrm{H_3O^+}$ » (couple $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$, l'eau est base). Vers la droite : « $\mathrm{H_2O}$ cède $\mathrm{H^+}$ → $\mathrm{HO^-}$ » (couple $\mathrm{H_2O/HO^-}$, l'eau est acide). Un bandeau barre le panneau : « en solution aqueuse, $\mathrm{H^+}$ n'existe pas seul : il est porté par l'eau, sous la forme $\mathrm{H_3O^+}$ ».
• Convention graphique. Les acides sont dessinés avec un contour plein, les bases avec un contour en tirets, pour que le rôle se lise sans la couleur ; la sphère « $\mathrm{H^+}$ » est la seule pièce mobile de toute la figure.

Ce qu'il faut lire. La même sphère circule du haut en bas : un couple, c'est une espèce avec ou sans elle ; une réaction, c'est son passage d'un couple à l'autre ; l'eau est le couple qui la reçoit ou la donne selon le partenaire. Le panneau du bas est le rappel anti-piège : le pH mesure des ions oxonium, pas des protons libres.

La figure en détail : trois panneaux empilés. En haut, deux formes identiques côte à côte : celle de gauche, au contour plein, porte une petite sphère marquée d'un signe plus — c'est l'acide ; celle de droite, au contour en tirets, ne la porte plus et affiche une charge négative — c'est la base ; une double flèche horizontale les relie. Au milieu, deux couples face à face, l'acide acétique à gauche et l'ammoniac à droite ; une seule flèche courbe et épaisse transporte la sphère du premier vers le second, et sous elle l'équation de la réaction est écrite avec les mots acide, base, base conjuguée et acide conjugué sous chaque espèce. En bas, la molécule d'eau au centre, une flèche partant vers la gauche où elle capte la sphère et devient l'ion oxonium, une flèche partant vers la droite où elle la cède et devient l'ion hydroxyde ; un bandeau rappelle que le proton n'existe jamais seul dans l'eau. La sphère est la seule pièce qui bouge d'un panneau à l'autre.

Les contrôles. Une équation acide-base correcte conserve les éléments et la charge totale ; elle ne contient ni proton libre ni électron — le transfert d'électrons est l'affaire de l'oxydoréduction, pas de l'acido-basicité.

Vers la suite. Cette leçon dit qui cède et qui capte ; elle ne dit pas combien. La proportion d'acide qui a réellement cédé son proton, la constante d'acidité et le calcul du pH sont au programme de terminale. Le titrage, lui, exploite dès la première une réaction acide-base totale pour mesurer une concentration.

1. Écrire le couple à l'envers. La convention est $\text{acide}/\text{base}$ : $\mathrm{NH_4^+/NH_3}$, jamais $\mathrm{NH_3/NH_4^+}$. Elle n'est pas décorative : elle dit lequel des deux porte le proton. Un couple écrit à l'envers conduit à écrire la demi-équation avec le proton du mauvais côté, puis une équation de réaction fausse.
2. Faire apparaître $\mathrm{H^+}$ dans l'équation d'une réaction en solution aqueuse. Le proton libre n'existe pas dans l'eau : il est capté par une molécule d'eau et devient $\mathrm{H_3O^+}$. « $\mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{H^+} + \mathrm{Cl^-}$ » est une demi-équation ; la réaction est $\mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{Cl^-}$. Le proton n'a sa place que dans les demi-équations.
3. Oublier que l'eau est un ampholyte. Face à un acide, l'eau est une base (couple $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$) ; face à une base, elle est un acide (couple $\mathrm{H_2O/HO^-}$). Ne connaître qu'un seul couple de l'eau, c'est ne savoir écrire qu'une réaction sur deux.
4. Croire qu'un acide est forcément neutre et une base forcément chargée. $\mathrm{NH_4^+}$ est un acide, $\mathrm{NH_3}$ une base neutre, $\mathrm{HCO_3^-}$ est les deux à la fois. Le critère est le proton, pas la charge — la charge sert seulement au contrôle final de l'équation.
5. Se tromper de charge en calculant le conjugué. Retirer $\mathrm{H^+}$, c'est retirer un H et une charge positive : la base conjuguée de $\mathrm{HCO_3^-}$ est $\mathrm{CO_3^{2-}}$, pas $\mathrm{CO_3^-}$. Le contrôle est immédiat : la demi-équation doit conserver la charge.
6. Confondre le rôle et la nature. Dire « l'eau est une base » n'a de sens que dans une réaction donnée. Le rôle se lit dans l'équation : l'espèce qui perd un H est l'acide, celle qui en gagne un est la base — sans exception.
7. Déduire un pH de l'équation. L'équation dit qu'un transfert peut avoir lieu, pas quelle proportion d'acide y participe. Le lien quantitatif entre équation et pH est l'objet de la terminale ; en première, on n'écrit aucune valeur de pH à partir d'une équation.

Le modèle d'entraînement. L'exercice associé à cette leçon tire une espèce d'une banque de couples réels — ion ammonium, acide éthanoïque, acide méthanoïque, ion hydrogénocarbonate, ion oxonium, eau, acide fluorhydrique… — et demande sa base conjuguée ou son acide conjugué. Les mauvaises réponses proposées sont celles que produisent les erreurs classiques : la charge oubliée, la charge comptée deux fois, l'espèce d'un couple voisin, le couple lu à l'envers. Un modèle voisin fait travailler les rôles dans une réaction complète, l'écriture avec $\mathrm{H_3O^+}$ et les ampholytes.

Énoncé type. Donner la base conjuguée de l'ion hydrogénocarbonate $\mathrm{HCO_3^-}$, puis l'acide conjugué de ce même ion. Que peut-on dire de cette espèce ?

Corrigé complet.

1. La base conjuguée. On retire un proton : un H de moins, une charge de moins ($-1 \rightarrow -2$) :

La base conjuguée est l'ion carbonate $\mathrm{CO_3^{2-}}$ ; le couple s'écrit $\mathrm{HCO_3^-/CO_3^{2-}}$.

2. L'acide conjugué. On ajoute un proton : un H de plus, une charge de plus ($-1 \rightarrow 0$) :

L'acide conjugué est l'acide carbonique $\mathrm{H_2CO_3}$ ; le couple s'écrit $\mathrm{H_2CO_3/HCO_3^-}$.

3. Conclure. L'ion hydrogénocarbonate est l'acide d'un couple et la base d'un autre :

$\mathrm{HCO_3^-}$ est un ampholyte, comme l'eau.

4. Écarter les mauvaises réponses. « $\mathrm{CO_3^-}$ » : le H a été retiré mais pas la charge — la demi-équation ne conserverait pas la charge. « $\mathrm{H_2CO_3^-}$ » : un H ajouté sans la charge, même défaut. « $\mathrm{HCO_3^-}$ lui-même » : une espèce n'est jamais son propre conjugué.

Auto-contrôle. Trois questions avant de rendre. Ai-je changé le nombre de H et la charge, dans le même sens ? Le couple est-il écrit acide d'abord ? Et si l'énoncé parle d'une réaction en solution aqueuse, ai-je écrit $\mathrm{H_3O^+}$ plutôt qu'un proton nu ?