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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 :

mais :
et la constante d'acidité est, en réalité :
et de façon générale :

Parallèlement, l'ionisation de la base se fait suivant (f), l'eau se trouvant jouer le rôle d'acide, avec la constante de basicité :

et, de façon générale :
L'eau elle-même s'ionise suivant :
avec le produit ionique : Ke = [H3O+][OH—]et l'on retrouve bien la relation :
déjà démontrée.

Pour tout solvant SH autre que l'eau, on aurait pareillement :

ce solvant obéissant à la relation du produit ionique : Ke = [SH2+][HS—].

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

  • : 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
  • : 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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Autres références

  • ACÉTIQUE ACIDE

    • Écrit par Jacques METZGER
    • 2 111 mots
    • 3 médias

    L'acide acétique, acide organique de formule CH3COOH, est le membre le plus important de la famille des acides carboxyliques. Il joue avec ses dérivés un rôle essentiel dans de nombreuses synthèses et dégradations biologiques accompagnant le métabolisme des aliments et la formation des tissus....

  • ACIDES-ALCOOLS

    • Écrit par Jacques METZGER
    • 1 300 mots
    • 1 média

    Un acide-alcool est une molécule renfermant au moins une fonction acide carboxylique et une fonction alcool.

    La nature nous en fournit de nombreux exemples : acides lactique du lait aigri, malique des pommes avant maturité (diacide-monoalcool), tartrique du tartre des vins (diacide-diacool), citrique...

  • ALCOOLS

    • Écrit par Jacques METZGER
    • 5 832 mots
    • 8 médias
    Lafonction alcool présente à la fois un caractère acide et un caractère basique. Son acidité se manifeste lorsqu'il est mis au contact d'une base : le proton est cédé à cette dernière et l'anion alcoolate formé ainsi que l'acide conjugué de la base se trouvent en équilibre avec l'alcool non dissocié...

  • ALDÉHYDES ET CÉTONES

    • Écrit par Jacques METZGER
    • 7 350 mots
    • 4 médias
    Les principales méthodes de préparation des dérivés carbonylés mettant en œuvre la réduction du substrat concernent les acides et les fonctions dérivées.
  • Afficher les 40 références

Voir aussi

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