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Il existe plusieurs méthodes pour définir les acides et les bases. Bien que ces définitions ne se contredisent pas, elles varient dans leur degré d’inclusion. Les définitions les plus courantes des acides et des bases sont les acides et bases d’Arrhenius, les acides et bases de Brønsted-Lowry et les acides et bases de Lewis. Antoine Lavoisier, Humphry Davy et Justus Liebig ont également fait des observations sur les acides et les bases, mais n’ont pas formalisé les définitions.
Acides et bases de Svante Arrhenius
La théorie d’Arrhenius sur les acides et les bases remonte à 1884, s’appuyant sur son observation selon laquelle les sels, comme le chlorure de sodium, se dissocient en ce qu’il appelle des ions lorsqu’ils sont placés dans l’eau.
- les acides produisent des ions H+ dans les solutions aqueuses
- les bases produisent des ions OH- dans les solutions aqueuses
- l’eau nécessaire, ce qui permet de n’utiliser que des solutions aqueuses
- seuls les acides protiques sont autorisés ; ils sont nécessaires pour produire des ions hydrogène
- seules les bases d’hydroxyde sont autorisées
Johannes Nicolaus Brønsted – Thomas Martin Lowry Acides et bases
La théorie de Brønsted ou Brønsted-Lowry décrit les réactions acide-base comme un acide libérant un proton et une base acceptant un proton. Si la définition de l’acide est à peu près la même que celle proposée par Arrhenius (un ion hydrogène est un proton), la définition de ce qui constitue une base est beaucoup plus large.
- les acides sont des donneurs de protons
- les bases sont des accepteurs de protons
- les solutions aqueuses sont autorisées
- les bases autres que les hydroxydes sont autorisées
- seuls les acides protiques sont autorisés
Acides et bases de Gilbert Newton Lewis
La théorie de Lewis sur les acides et les bases est le modèle le moins restrictif. Elle ne traite pas du tout des protons, mais exclusivement des paires d’électrons.
- les acides sont des accepteurs de paires d’électrons
- les bases sont des donneurs de paires d’électrons
- la moins restrictive des définitions acide-base
Propriétés des acides et des bases
Robert Boyle a décrit les qualités des acides et des bases en 1661. Ces caractéristiques peuvent être utilisées pour distinguer facilement les deux types de produits chimiques sans avoir à effectuer des tests compliqués :
Acides
- ont un goût aigre (ne les goûtez pas !) – le mot « acide » vient du latin acere, qui signifie « aigre ».
- les acides sont corrosifs
- les acides font passer le litmus (colorant végétal bleu) du bleu au rouge
- leurs solutions aqueuses (eau) conduisent le courant électrique (sont des électrolytes)
- réagissent avec les bases pour former des sels et de l’eau
- dégager de l’hydrogène gazeux (H2) lors de la réaction avec un métal actif (tel que les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, le zinc, l’aluminium)
Acides communs
- l’acide citrique (provenant de certains fruits et légumes, notamment les agrumes)
- l’acide ascorbique (vitamine C, comme dans certains fruits)
- vinaigre (acide acétique à 5 %)
- l’acide carbonique (pour la carbonatation des boissons non alcoolisées)
- l’acide lactique (dans le babeurre)
Bases
- ont un goût amer (ne les goûtez pas !)
- se sentir glissant ou savonneux (ne les touchez pas arbitrairement !)
- les bases ne changent pas la couleur du litchi ; elles peuvent ramener le litchi rouge (acidifié) au bleu
- leurs solutions aqueuses (eau) conduisent un courant électrique (sont des électrolytes)
- réagissent avec les acides pour former des sels et de l’eau
Bases communes
- détergents
- savon
- lessive (NaOH)
- ammoniac domestique (aqueux)
Acides et bases forts et faibles
La force des acides et des bases dépend de leur capacité à se dissocier ou à se décomposer en leurs ions dans l’eau. Un acide fort ou une base forte se dissocie complètement (par exemple, HCl ou NaOH), tandis qu’un acide faible ou une base faible ne se dissocie que partiellement (par exemple, l’acide acétique).
La constante de dissociation des acides et la constante de dissociation des bases indiquent la force relative d’un acide ou d’une base. La constante de dissociation acide Ka est la constante d’équilibre d’une dissociation acide-base :
HA + H2O ⇆ A- + H3O+
où HA est l’acide et A- est la base conjuguée.
Ka = [A-][H3O+] / [HA][H2O]
Elle est utilisée pour calculer le pKa, la constante logarithmique :
pka = – log10 Ka
Plus la valeur du pKa est élevée, plus la dissociation de l’acide est faible et plus l’acide est faible. Les acides forts ont un pKa inférieur à -2.
