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 K_A et K_B si l'acide et la base concernés appartiennent au même couple acidobasique ; en multipliant membre à membre les deux précédentes équations, on obtient K_AK_B = [H⁺][OH^—] = K_e = 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 HPO₄^2—, 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 : K_e = [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 : K_e = [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 K_A  K_B = K_e.

Acidobasicité dans les solvants autres que l'eau

Les considérations précédentes montrent que la théorie de Brønsted, en faisant jouer un rôle symétrique aux acides et bases, permet de traiter de façon plus simple les échanges de protons, au sein des solvants capables d'échanger eux-mêmes des protons.

Dans ces conditions, pour uniformiser les notations, une base telle que NH₄OH (NH₃H₂O) sera notée B et non BOH, et l'acide NH₄⁺, dans NH₄Cl, sera noté BH⁺ (NH₃H⁺) et non B⁺ comme auparavant.

Les échanges de protons entre SH et le soluté acide ou basique dépendent de deux facteurs principaux.

Basicité (ou acidité) de SH

La constante de (h′) permet d'évaluer, dans l'eau, la force d'un acide ; elle est, d'ailleurs, la même que celle qui est donnée en (a′), la seule différence consistant à admettre que le proton est sous la forme H₃O⁺ ; on aboutira ainsi à une classification des acides HA ou BH⁺ par force croissante.

Se reportant à (h), on voit que si HA est un acide s [...]

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