ACIDES & BASES
Théorie d'Arrhenius
Svante Arrhenius
Hulton Archive/ Getty Images
En 1887, un jeune chimiste suédois, Arrhenius, dans sa thèse de doctorat, proposa une théorie, alors révolutionnaire, pour expliquer les propriétés des solutions aqueuses d'électrolytes, en particulier leur conductibilité électrique : c'est la théorie de la dissociation ionique. Appliquée aux acides et bases, elle permit de préciser les notions précédentes et de les rendre quantitatives. Un acide HA est une substance qui, en solution aqueuse, fournit, lors de son équilibre de dissociation, des protons H+ :
À ces équilibres correspondent des constantes :
Pour chiffrer l'importance de la dissociation, on a introduit le degré de dissociation, α, qui est le rapport du nombre de molécules dissociées au nombre total de molécules ; si α est voisin de 1, on dit que l'acide ou la base est fort (HCl, KOH) ; s'il est faible, on dit que l'électrolyte est faible (acide acétique, ammoniaque NH4OH). Pour un acide ou une base de concentration globale C, il existe entre α et K la relation d'Ostwald :
La réaction de neutralisation d'un acide par une base (ou inversement) est facile à comprendre : l'addition des premiers membres de (a) et (b) représente l'action d'un acide sur une base. L'addition des seconds membres correspond à la formation de A— + B+, donc du sel AB fortement ionisé ; quant aux ions H+ et OH—, ils ne peuvent coexister en forte quantité, car ils se recombinent en eau : H2O est en effet un électrolyte très faible, et l'équilibre :
Les mesures
Les mesures quantitatives devinrent alors possibles à l'aide de la conductibilité puisque celle-ci croît avec α ; la comparaison, à concentration égale, des conductibilités d'acides ou bases en solution permit d'accéder à α, puis K, et d'établir ainsi une échelle de leurs forces. Un autre moyen d'évaluation de K, plus direct, fut fourni ensuite par les mesures de concentrations (ou activités) des ions H+, soit par potentiel d'électrodes, soit par indicateurs colorés. On peut y parvenir de deux façons différentes :
– Mesure de la concentration [H+]dans une solution d'acide à la concentration globale C ; il existe en effet entre α et [H+]la relation simple : [H+] = α C.
– Mesure de [H+]dans une solution d'acide HA en présence d'un de ses sels à la concentration [A—] ; la formule (a′) donne KA si [H+]est mesurable, puisque les concentrations [HA] et [A—]sont connues ; en particulier, si :
Les valeurs de pK varient beaucoup suivant les acides, les valeurs élevées correspondant aux acides les plus faibles : 10 pour les phénols, 9,2 pour l'acide borique, 4,6 pour l'acide acétique, 0,7 pour l'acide trichloracétique.
L'acide considéré peut renfermer plusieurs protons disponibles : par exemple H2SO4 (diacide), H3PO4 (triacide).
Pour un diacide H2A, il faudra considérer deux équilibres :
Avec H3PO4, par exemple, les pK1, pK2, pK3 successifs sont : 2,1 ; 7,2 et 12,3.
Cas des bases
Les raisonnements précédents sont applicables, en substituant les ions OH— aux ions H+. En solution aqueuse, on peut passer aisément de [H+]à [OH—], ce qui[...]
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Écrit par
- Yves GAUTIER
: docteur en sciences de la Terre, concepteur de la collection
La Science au présent à la demande et sous la direction d'Encyclopædia Universalis, rédacteur en chef de 1997 à 2015 - Pierre SOUCHAY : professeur à l'université de Paris-VI-Pierre-et-Marie Curie et à l'École nationale supérieure de chimie, Paris
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Acides et bases
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