ACIDES & 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.

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 [...]