ACIDES & BASES

Un acide est un corps capable de céder un ou des protons (une particule fondamentale chargée d'électricité positive) et une base est un corps capable de capter un ou des protons. Chacun a ses caractéristiques. Les acides ont une saveur aigre (l'adjectif latin acidus signifie « aigre », « acide »), et les bases une saveur particulière comme celle de la lessive (le terme d'alcali, nom générique des bases, dérive de l'arabe al-kali, « cendre de plantes », d'où l'on retirait par lessivage du carbonate de potassium).

Les uns et les autres ont une action sur les « indicateurs colorés » : la solution aqueuse (présence d'eau) de tournesol vire au rouge au contact des acides et au bleu au contact des bases ; la solution d'hélianthine est rose en milieu acide et jaune en milieu basique, etc. Ainsi, les indicateurs colorés permettent d'identifier si une espèce est acide ou basique, en établissant une échelle fondée sur un paramètre appelé le pH (p pour potentiel et H pour hydrogène). Cette mesure de l'état d'une solution acidobasique contenant des ions H⁺ est : pH = — log[H⁺], où [H⁺]est la concentration en ions H⁺ (ou H₃O⁺) et log le logarithme décimal. L'échelle va de pH = 0 (acides forts), pour les solutions à concentration élevée en ions H⁺ (ou H₃O⁺), jusqu'à 14 pour les bases les plus fortes, c’est-à-dire pour les solutions à concentration élevée en ions OH^—. Un pH égal à 7 correspond à une solution neutre. Par exemple, l’acide chlorhydrique concentré (acide fort) a un pH proche de 0 ; la soude, base très forte, a un pH proche de 14. Le pH a une grande importance dans de nombreux domaines.

Les notions d'acide et de base sont indissociables. En effet, tel Janus, la plupart des espèces chimiques en milieu aqueux possèdent un double visage et peuvent se dédoubler en acide et en base.

Le physicien et chimiste suédois Svante Arrhenius (1859-1927) fut le premier à proposer, en 1887, la théorie de l'ionisation des électrolytes pour interpréter les lois physiques de l'électrolyse, méthode qui permet de décomposer une espèce chimique en ions par l'action d'un courant électrique : les uns, porteurs de charge positive, comme l'ion hydrogène (H⁺) ou l'ion ammonium (NH₄⁺), sont les cations ; les autres, de charge négative, comme l'ion hydroxyde (OH^–) ou l'ion nitrique (NO₃^–), sont les anions. Le chimiste danois Johannes Brønsted proposa, vers 1922, une théorie de l'acidobasicité plus générale que celle d'Arrhenius, admise jusqu'alors. Sa définition des acides et des bases, qui perdure, peut se résumer ainsi :

acide → base + H⁺

Le couple acide-base le plus simple est celui de l'eau (H₂O), mais comporte une singularité que nous allons développer. Nous appelons réaction d'autoprotolyse de l'eau la réaction suivante :

H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^–

Dans cette réaction, les deux molécules qui réagissent jouent des rôles différents. En effet, une des deux molécules d'eau perd un proton pour donner un ion hydroxyde, selon le schéma :

Une molécule d'eau H₂O agit comme un acide dont la base conjuguée est l'ion hydroxyde OH^—. Les deux espèces H₂O et OH^— forment le couple H₂O /OH^—.

L'autre molécule d'eau capte un ion hydronium H₃O⁺, selon le schéma :

Dans cette « demi-équation protonique », la molécule d'eau H₂O se comporte comme une base dont l'acide conjugué est l'ion hydronium. Les deux espèces H₃O⁺ et OH^— forment finalement le couple acidobasique H₃O⁺ /OH^—.

Bien d'autres exemples pourraient être cités. Voici celui de l'acide éthanoïque (CH₃CO₂H). Dans certaines conditions expérimentales, les molécules d'acide éthanoïque peuvent participer à une réaction chimique et donner naissance à des ions éthanoates (CH[...]

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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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Pour citer cet article

Yves GAUTIER, Pierre SOUCHAY, « ACIDES & BASES », Encyclopædia Universalis [en ligne], consulté le . URL :

« ACIDES & BASES ». Dans Encyclopædia Universalis [en ligne]. Consulté le sur

Encyclopædia Universalis, s.v. « ACIDES & BASES », Consulté le ,

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Acides et bases

Planeta Actimedia S.A.© Encyclopædia Universalis France pour la version française.

Svante Arrhenius

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