Que sont les acides et les bases ?

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 les bases d'Arrhenius, les acides et les bases de Brønsted-Lowry et les acides et les bases de Lewis. Antoine Lavoisier, Humphry Davy et Justus Liebig ont également fait des observations concernant les acides et les bases, mais n'ont pas formalisé les définitions.

Acides et bases de Svante Arrhenius

La théorie d'Arrhenius des acides et des bases remonte à 1884, s'appuyant sur son observation selon laquelle les sels, tels que le chlorure de sodium, se dissocient en ce qu'il a appelé ions lorsqu'il est placé dans l'eau.

• les acides produisent des ions H dans les solutions aqueuses
• les bases produisent des ions OH dans les solutions aqueuses
• eau nécessaire, ne permet donc que des solutions aqueuses
• seuls les acides protiques sont autorisés ; nécessaire pour produire des ions hydrogène
• seules les bases hydroxydes 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. Alors que 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

Gilbert Newton Lewis Acides et Bases

La théorie de Lewis des acides et des bases est le modèle le moins restrictif. Il ne traite pas du tout des protons, mais traite 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 ensembles chimiques sans effectuer de tests compliqués :

Acides

• goûtez aigre (ne les goûtez pas !) :le mot "acide" vient du latin acere , qui signifie "aigre"
• les acides sont corrosifs
• les acides changent le tournesol (un colorant végétal bleu) du bleu au rouge
• leurs solutions aqueuses (eau) conduisent le courant électrique (sont des électrolytes)
• réagir avec des bases pour former des sels et de l'eau
• dégage 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

• acide citrique (issu de certains fruits et légumes, notamment les agrumes)
• acide ascorbique (vitamine C, provenant de certains fruits)
• vinaigre (5 % d'acide acétique)
• acide carbonique (pour la carbonatation des boissons non alcoolisées)
• acide lactique (dans le babeurre)

Bases

• goût amer (ne les goûtez pas !)
• sentiment glissant ou savonneux (ne les touchez pas arbitrairement !)
• les bases ne changent pas la couleur du tournesol ; ils peuvent retransformer le tournesol rouge (acidifié) en bleu
• leurs solutions aqueuses (eau) conduisent un courant électrique (sont des électrolytes)
• réagir 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 briser 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 acide et la constante de dissociation basique indiquent la force relative d'un acide ou d'une base. La constante de dissociation acide K_a est la constante d'équilibre d'une dissociation acide-base :

HA + H₂ O ⇆ A + H₃ O

où HA est l'acide et A est la base conjuguée.

K_a =[A][H₃ O] / [HA][H₂ O]

Ceci est utilisé pour calculer pK_a , la constante logarithmique :

pk_a =- log₁₀ K_a

Plus le pK_a est grand valeur, plus la dissociation de l'acide est faible et plus l'acide est faible. Les acides forts ont un pK_a inférieur à -2.