ACIDES & BASES
Théorie de Brønsted-Lowry (1923)
Couples acidobasiques
Définition symétrique des acides et des bases
Elle définit comme acide toute substance capable d'émettre des protons H+. Ce sera le cas d'un acide faible, HA, comme dans l' équilibre (a), mais aussi de B+(NH4+), dans l'équilibre d'hydrolyse (g), la seule différence résidant dans la charge (0 ou + 1) de l'acide.
Inversement, une base sera toute substance capable de capter les protons : c'est non seulement le cas de BOH dans (g) lu dans le sens ←, mais aussi de l'ion A— (acétate) dans (a) lu dans le sens ←, la seule différence résidant dans la charge (0 ou — 1) de la base.
Il s'ensuit que dans un équilibre d'ionisation on ne peut concevoir l'existence de l'acide sans celle de la base correspondante : on dit que la paire HA—A— ou B+—BOH forme un couple acide-base. On notera qu'à un acide fort correspond une base faible (et inversement), car si HA est un acide fort, c'est qu'il perd facilement son proton, lequel inversement a peu tendance à réagir sur A—, qui se trouve donc être une base faible.
Relation entre constantes de dissociation acide et basique
Avec cette définition, la constante de l'acide sera :
Pour un acide du type HA, elle se confond avec l'ancienne définition (a′) ; avec un acide du type B+, elle n'est autre que l'ancienne constante d'hydrolyse (g′), B+ étant l'acide.
De même, si l'on adopte pour les bases la définition de l'ancienne théorie (capacité à émettre des ions OH—), non seulement les bases du type BOH rentrent dans cette catégorie (équations b et b′), mais aussi celles du type A—, en vertu de l'équilibre (f et f′), et la constante de la base sera :
Pour une base du type BOH, elle se confond avec l'ancienne définition ; avec une base de type A—, elle n'est autre que l'ancienne constante d'hydrolyse (f, f′). Il doit exister une relation entre KA et KB si l'acide et la base concernés appartiennent au même couple acidobasique ; en multipliant membre à membre les deux précédentes équations, on obtient KAKB = [H+][OH—] = Ke = 10—14.
Par exemple, la constante de dissociation de l'ammoniaque selon (b′) est 2 × 10—15 ; il revient au même de dire que NH4+ est un acide tel que :
Lorsqu'une espèce peut se comporter à la fois comme acide et base, on dit qu'elle est amphotère. Ainsi H2PO4— est capable de perdre un proton (acide) pour donner HPO42—, mais il peut en capter un (base) pour donner H3PO4, c'est un ampholyte.
On peut ainsi remarquer qu'il existe des acides à charges nulle (H3PO4), positive (NH+4) ou négative (H2PO4—).
Rôle du solvant
En raison de sa charge élevée par rapport à son volume, H+ n'existe pas comme tel en solution, mais se fixe sur le solvant (dénommé SH) qui se trouve jouer ainsi le rôle de base. Par conséquent, l'ionisation d'un acide dans l' eau ne s'écrira pas :
Parallèlement, l'ionisation de la base se fait suivant (f), l'eau se trouvant jouer le rôle d'acide, avec la constante de basicité :
Pour tout solvant SH autre que l'eau, on aurait pareillement :
Dans un solvant donné SH, un acide sera d'autant plus fort qu'il sera plus capable de céder des protons (constante élevée pour l'équilibre h), ce qui correspondra à une base d'autant plus faible, en vertu de KA KB = Ke.
Acidobasicité dans les solvants autres que l'eau
Les considérations[...]
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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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Acides et bases
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