ACIDES & BASES

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Théorie d'Arrhenius

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+ :

une base BOH est une substance qui, dans les mêmes conditions, fournit des ions OH

Svante Arrhenius

Photographie : Svante Arrhenius

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Le Suédois Svante Arrhenius (1859-1927) obtint le prix Nobel de chimie en 1903. 

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À ces équilibres correspondent des constantes :

où les crochets désignent des concentrations (ce seraient des activités en toute rigueur), et où K est d'autant plus élevée que la réaction est plus avancée dans le sens → (de la dissociation).

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 :

est peu en faveur de la dissociation. En définitive :

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 [...]

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Acides et bases

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Svante Arrhenius

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Échelle d'acidité

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  • : 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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Pour citer l’article

Yves GAUTIER, Pierre SOUCHAY, « ACIDES & BASES », Encyclopædia Universalis [en ligne], consulté le 04 décembre 2020. URL : https://www.universalis.fr/encyclopedie/acides-et-bases/