Acides et bases

Il est bien connu que les acides permettent de dissoudre un certain nombre d’éléments.
Mais les bases peuvent s’avérer tout aussi dangereuses.
Acides comme bases, on en trouve facilement dans l’environnement.
Exemple: citron (acide), bicarbonate de soude (basique).

Définition d’Arrhénius

En 1884, Arrhénius propose une première définition des acides:

Un acide est une espèce qui, quand on la dissout dans l’eau, libère des protons (H⁺).
On notera qu’un atome ne peut voir un de ses protons être “capté” par un autre atome, contrairement aux électrons.
Ce qu’il se passe, c’est qu’un composé voit un de ses atomes d’hydrogène (H) se lier plus fortemment à l’électron d’un autre composé, tandis que l’électron d’origine de l’hydrogène reste impliqué dans le composé d’origine: on considèrera que l’hydrogène appartient désormais au deuxième composé, et qu’il y a eu transfert de proton — le nombre atomique de l’hydrogène est 1, autrement dit, un atome d’hydrogène c’est un proton et un électron.

Exemple:
L’acide chlorhydrique (HCl) est un gaz soluble dans l’eau,
il se dissocie en H⁺ et ions chlorure (Cl^-).
Une base est une espèce qui, quand on la dissout dans l’eau, libère des ions hydroxydes (OH^-).

Exemple:
L’hydroxyde de sodium (NaOH) est un solide soluble dans l’eau,
il se dissocie en ions sodium Na⁺ et en ions hydroxyde (OH^-).

Protonation

On appelle protonation la réaction au cours de laquelle une espèce chimique, typiquement une base, gagne un des plusieurs proton(s) pour former une nouvelle espèce chimique, typiquement un acide.

Inversemment, la déprotonation est la réaction au cours de laquelle une espèce chimique, typiquement un acide, perd ou des protons pour former une nouvelle espèce chimique, typiquement une base.

Produit d’un acide et d’une base

Lorsqu’un acide réagit avec une base, ils produisent de l’eau et du sel:
- les protons (H⁺) libérés par l’acide réagissent avec les ions hydroxydes (OH^-) libérés par la base,
  et forment une molécule d’eau (H₂O).
- les anions (ex Cl^-) libérés par l’acide réagissent avec les cations (ex Na⁺) libérés par la base,
  et forment un sel (ex NaCl)
Exemple:
L’acide chlorhydrique (HCl) réagit avec l’hydroxyde de sodium (NaOH),
pour former de l’eau (H₂O) et du sel de table (NaCl)
Un acide est un hydracide (HM’) ou un oxacide (HM’O), tandis qu’une base est forcémment un hydroxyde (MOH). Lorsqu’ils sont placés dans un milieu aqueux, ils vont conduire la formation d’une molécule d’eau et de sel (MM’ ou MM’O).
Comme les acides et les bases se neutralisent, on parle de réaction de neutralisation.

Définition de BrØnsted et Lowry

La définition d’Arrhenius n’explique pas certains résultats expérimentaux importants.
Par exemple: lorsque l’ammoniac gazeux (NH₃) est dissous dans l’eau, le milieu devient basique.
Pourtant, l’ammoniac ne contient pas de OH dans sa formule.
BrØnsted et Lowry ont complétés et généralisés la définition d’Arrhénius:
- Un acide est une espèce donneuse de protons (H⁺) — ça n’a pas changé
- Une base est une espèce qui accepte des protons (H⁺)
Exemple:
L’ammoniac gazeux (NH₃) réagit avec l’eau (H₂O), qui donne un proton (H⁺).
Le NH₃ forme alors du NH₄⁺ et la molécule d’eau devient un ion hydroxyde OH^-.
L’ammoniac ne contient pas de OH^- (et n’en libère donc pas) mais accepte un proton (H⁺), c’est donc l’eau qui devient OH^-.

Réactions acido-basique en absence d’eau

L’eau n’est pas nécessaire pour parler d’acides et de bases
— et en effet, elle n’entre pas dans la définition de BrØnsted et Lowry, contrairement à celle d’Arrhénius.

Exemple:
On prépare un tube dans lequel on place du papier pH.
D’un côté, on place un coton de tige imbibé d’une solution concentrée en acide chlorhydrique gazeux (HCl).
De l’autre, de l’ammoniac gazeux (HN₃).

HCl est un acide (un donneur de proton) et NH₃, une base (un capteur de proton).
Lorsqu’ils entrent en contact, ils réagissent et forment du Cl^- et du HN₄⁺.
Ces deux ions s’associent et forment alors du NH₄Cl, qui est un sel — ce qui explique l’apparition de fumée, qui est un solide en suspension dans l’air.

Couple acide-base

Un couple redox est une paire d’espèces chimiques pouvant être interverties par une réaction redox — qui est un échange d’électrons: dans Fe2+/Fe3+, Fe3+ peut être formé par l’oxydation de Fe2+, et Fe2+ peut être formé par la réduction de Fe3+.

Un couple acide-base est une paire d’espèces chimiques pouvent être interverties par une réaction acide-base — qui est un échange de protons: dans NH3/NH4+, NH4+ peut être formé par la protonation du NH3, et NH3 par la déprotonation de NH4+.

Règle du gamma

Mélanger des réactifs ne donne pas toujours une réaction.

Les réactions redox sont des réactions de transfert d’électrons.
Pour qu’une réaction redox ait lieu, il faut un oxydant et un réducteur — c’est à dire un accepteur et un donneur d’électrons.

L’oxydant du couple ayant le potentiel de réduction le plus élevé réagit spontanément avec le réducteur du couple ayant le potentiel le plus faible: l’oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort — c’est la règle du gamma.
Les réactions acide-base sont des réactions de transfert de proton (plus précisemment d’ion hydronium, H⁺).
Pour qu’une réaction acide-base ait lieu, il faut un acide et une base — c’est à dire un accepteur et un donneur de proton.

Dans le cas des réactions acide-base, c’est la force relative des acides et des bases qui va importer. Les tables des constantes d’acidité K_a/pK_a peuvent être utilisées pour prédire le sens spontané d’une réaction acide-base.

Une réaction acide-base sera spontanée entre l’acide du couple dont le pK_a est le plus petit et la base du couple dont le pK_a est le plus grand: l’acide le plus fort réagit avec la base la plus forte. Il s’agit là encore de la règle du gamma.

Base conjugée, acide conjugé

L’ensemble HCl/Cl^- forme un couple acide-base.
Cl^- est une espèce chimique chargée négativement, qui pourrait potentiellement capter un proton (pour reformer du HCl).
Donc une base. On dit que Cl^- est la base conjugée de l’acide HCl.
L’ensemble NH₄⁺/NH₃ est un autre couple acide-base.
NH₄⁺ est une espèce chimique chargée postivement, qui pourrait potentiellement donner un proton (pour reformer du NH₃).
Donc un acide. On dit que NH₄⁺ est l’acide conjugué de la base NH₃.
On peut généraliser cet exemple: lors d’une réaction acido-basique,
l’acide du couple A (HA) réagit avec la base du couple B (B) pour former
l’acide conjugué du couple B (HB) et la base conjuguée du couple A (A).

Ampholyte

Un ampholyte est une espèce chimique pouvant jouer tour à tour
le rôle d’acide ou de base — selon l’environnement dans lequel il est placé.
- Si le milieu est riche en protons, l’ampholyte se comporte comme une base (capte un proton)
- Si le milieu est pauvre en protons, l’ampholyte se comporte comme un acide (libère un proton)
L’eau joue parfois le role d’acide et parfois le role de base.
Par exemple: l’acide chlorhydrique (HCl) réagit avec l’eau (H₂O), qui capte un proton (H⁺).
Le HCl devient un ion chlorure Cl^- et la molécule d’eau devient un ion hydronium H₃O⁺.

On l’a déjà vu qu’avec l’ammoniac, la molécule d’eau donne un proton devient un ion hydroxyde OH^-.
Les ampholytes vont intervenir dans plusieurs couples.

Exemple:
L’ion hydrogénocarbonate est un ampholyte, il intervient dans deux couples du tableau.

Autoprotolyse

Une autoprotolyse est une réaction dans laquelle la même espèce joue à la fois le rôle d’acide et de base.
Si l’eau a les deux roles acido-basiques, alors on peut facilement imaginer une réaction entre l’eau et l’eau, où une molécule d’eau perd un proton et le donne à une autre.
Cette équation est limitée à un équilibre fortement déplacé vers les réactifs: dans un verre d’eau, l’immense majorité des molécules d’eau est sous forme H₂O. L’autoprotolyse de l’eau a lieu dans les solutions aqueuses — peu importe les solutés qui y sont dissous.

Polyacide

Certains acides sont capables de donner plusieurs protons.
On parle dans ce cas de polyacide ou acide polyprotique.
Ils vont donner lieu à autant de couples acido-basiques qu’ils possèdent de protons à donner.

Exemple:
H₂SO₄ comporte deux hydrogènes acides,
et donne donc lieu à deux couples — qui correspondent aux pertes successives des protons.

Polybase

Sur le même principe, certaines bases sont capables de capter plus d’un proton.
On parle alors de polybase.

Exemple:
L’ion phosphate PO₄^3- est capable de capter 3 protons.
Il existe donc 3 couples, correspondant aux trois captures de protons.

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