Qu'est-ce qu'un acide ? Qu'est-ce qu'une base ?

Le chimiste danois Johannes Nicolaus Brønsted décrit les acides et les bases à travers le transfert d'un ou de plusieurs ions hydrogène \(H^{+}\) (souvent appelé proton).

• Acide : Espèce chimique (molécule ou ion) capable de libérer un ou plusieurs protons \(H^{+}\).
• Base: Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons \(H^{+}\).

Exemples de réactions de libération ou de capture de protons:

• Le chlorure d'hydrogène \(\mathrm{HCl}\) est un acide: \(\mathrm{HCl}_{(g)} \rightarrow \mathrm{Cl^-}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)}\)
• L'ammoniac \(\mathrm{NH_{3}}\) est une base: \(\mathrm{NH_{3}}_{(aq)} + \mathrm{H^+}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{NH_{4}^+}_{(aq)}\)

Certaines molécules présentent à la fois un caractère acide et un caractère basique. On parle d'espèce amphotère.

Couple acide base

Un couple acide-base est constitué de deux espèces chimiques qui ne diffèrent que par un ion hydrogène \(\mathrm{H^+}\).

Dans un couple noté \(\mathrm{AH}\,/\,\mathrm{A^-}\) :

• L'espèce \(\mathrm{AH}\) est l'acide : elle est capable de céder un proton \(\mathrm{H^+}\).
• Lorsqu'elle perd ce proton, elle se transforme en sa base conjuguée \(\mathrm{A^-}\).

On dit que \(\mathrm{AH}\) et \(\mathrm{A^-}\) sont des espèces conjuguées. Elles forment un couple acide-base car elles ne diffèrent que par la présence d'un proton \(\mathrm{H^+}\).

Écriture de la réaction entre un acide et une base

Dans une réaction acide base, l'espèce acide d'un couple donne un ou plusieurs protons à l'espèce basique de l'autre couple.

Avec deux couples \(\mathrm{acide_1}/\mathrm{base_1}\) et \(\mathrm{acide_2}/\mathrm{base_2}\), l'équation s'écrit :

Formule de Lewis

🔗 Pour revoir les formules de Lewis des atomes et molécules, consultez cette animation .

Polarisation des liaisons et acidité

L'électronégativité est une grandeur qui caractérise la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison chimique. Plus un atome est électronégatif, plus il attire les électrons vers lui.

Lorsque deux atomes liés possèdent des électronégativités notablement différentes, les électrons de la liaison sont davantage attirés par l'atome le plus électronégatif, ce qui crée une polarisation de la liaison et l'apparition de charges partielles δ⁺ et δ⁻.

Par exemple, le tableau montre que la liaison H–O est polarisée, l'oxygène étant plus électronégatif que l'hydrogène. On remarque en revanche que la liaison C–H n'est pas polarisée.

En physique quantique, on représente une liaison chimique par un nuage électronique dont la densité est plus importante sur l'atome le plus électronégatif.

En chimie, on représente cette situation avec les charges partielles δ⁺ et δ⁻.

Plus une liaison est polarisée, plus elle est susceptible de se rompre en solution.

On étudie la molécule d'acide éthanoïque de formule \(\mathrm{CH_3COOH}\). 📄 ✏️

📖

Écrire sa représentation de Lewis et les charges partielles, puis justifier son caractère acide.

💡 Indice

C est tétravalent, O divalent et H monovalent. Cherchez ensuite, dans le tableau d'électronégativité, la liaison avec H qui est polarisée.

- On construit la représentation de Lewis de la molécule sachant que C est tétravalent, O divalent et H monovalent.
- On examine à l'aide du tableau la polarisation éventuelle des liaisons dans lesquelles H est engagé :

• Les liaisons C–H ne sont pas polarisées.
• La liaison O–H est polarisée, O étant plus électronégatif que H.

- On représente enfin les charges partielles des atomes concernés.

On comprend pourquoi seul un atome d'hydrogène est responsable de l'acidité de cette molécule. La liaison O–H étant polarisée, elle est susceptible de se rompre en solution. Un ion hydrogène \(\mathrm{H^+}\) peut donc être libéré en solution. La molécule est donc acide.

Définition du pH

Rappel de la classe de troisième :

• Une solution est acide si les ions \(\mathrm{H_3O^+}\) sont majoritaires par rapport aux ions \(\mathrm{HO^-}\).
• Elle est basique si on se trouve dans le cas contraire.
• Elle est neutre si \(\mathrm{[H_3O^+]} = \mathrm{[HO^-]}\). Dans ce cas, à 25 °C, pH = 7.

Pour « enlever » le logarithme, on utilise sa fonction réciproque, la puissance de 10. Ainsi, à partir de la relation définissant le pH, on obtient :

Comme \(c^0 = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}\), on écrit souvent simplement :

Effet de la dilution

Lors d'une dilution d'un facteur 10, la concentration initiale en ions \(\mathrm{H_3O^+}\) est divisée par 10. En considérant que \(c^0 = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}\), on écrit :

On obtient pour la solution diluée :

Or, d'après les propriétés du logarithme :

Comme \(\log(10) = 1\), il vient :