Définition
Acide
Un acide est une substance qui, lorsqu'elle est dissoute dans l'eau, libère des ions hydrogène (H+).
Base
Une base est une substance qui, lorsqu'elle est dissoute dans l'eau, libère des ions hydroxyde (OH-).
pH
Le pH est une échelle logarithmique qui mesure l'acidité ou la basicité d'une solution, allant de 0 à 14.
Théorie d'Arrhenius
La théorie d'Arrhenius propose que les acides sont des substances qui libèrent des ions H+ dans l'eau, tandis que les bases sont des substances qui libèrent des ions OH-.
Théorie de Brønsted-Lowry
Selon la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est un donneur de protons (H+) et une base est un accepteur de protons.
Acides et bases selon Arrhenius et Brønsted-Lowry
La définition d'Arrhenius, bien que simple et utile pour des réactions en solution aqueuse, est limitée. Elle ne prend pas en compte les réactions acide-base qui se produisent sans la présence explicite d'eau. C'est là qu'intervient la définition de Brønsted-Lowry, qui élargit le concept en ne nécessitant pas la présence d'eau. Par conséquent, la théorie de Brønsted-Lowry est plus générale et s'applique à un plus large éventail de réactions chimiques.
Acide et base conjugués
Un acide et une base conjugués sont deux espèces chimiques qui se transforment l'une dans l'autre par gain ou perte d'un proton (H+). Lorsque l'acide libère un proton, il se transforme en sa base conjuguée. Inversement, une base accepte un proton pour devenir un acide conjugué.
Réaction de dissociation dans l'eau
Lorsqu'un acide est dissous dans l'eau, il libère des ions H+ qui réagissent avec les molécules d'eau pour former des ions hydronium (H3O+). Par exemple, la dissociation de l'acide chlorhydrique (HCl) dans l'eau peut être représentée par l'équation : HCl + H2O → H3O+ + Cl-.
Nomenclature des acides binaires et oxacides
Les acides binaires sont composés d'hydrogène et d'un autre élément non métallique. Ils sont nommés selon le schéma 'acide + nom du non-métal + hydrique'. Par exemple, HCl est appelé acide chlorhydrique. Les oxacides contiennent de l'oxygène en plus de l'hydrogène et d'un autre élément. Leur nom dépend de la terminaison de l'anion (ion négatif) formé ; les terminaisons -ate et -ite deviennent respectivement -ique et -eux dans le nom de l'acide.
Acides et bases forts/faibles
Les acides forts se dissocient complètement dans l'eau, libérant entièrement leurs ions H+. L'acide chlorhydrique (HCl) en est un exemple. Les acides faibles, comme l'acide acétique (CH3COOH), se dissocient partiellement. De même, les bases fortes, comme l'hydroxyde de sodium (NaOH), libèrent complètement leurs ions OH-, alors que les bases faibles, tels que l'ammoniac (NH3), se dissocient seulement partiellement.
Constantes de dissociation acide et basique
Les constantes de dissociation acide (Ka) et basique (Kb) quantifient la force d'un acide ou d'une base en solution. Ces constantes sont des mesures de la propension d'un acide ou d'une base à libérer des ions H+ ou OH- respectivement. Plus la valeur de Ka ou Kb est élevée, plus l'acide ou la base est fort(e).
Acidité et basicité d'une solution
L'acidité ou la basicité d'une solution est mesurée par son pH. Le pH est défini comme le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium (H3O+) : pH = -log[H3O+]. Les solutions acides ont un pH inférieur à 7, les solutions neutres ont un pH de 7, et les solutions basiques ont un pH supérieur à 7.
Concentration des ions dans une solution
La concentration en ions dans une solution dépend de la quantité d'acide ou de base dissous et de leur degré de dissociation. Dans une solution acide, la concentration en ions H+ est élevée, tandis que dans une solution basique, la concentration en ions OH- est prédominante.
A retenir :
Les concepts d'acides et de bases sont fondamentaux en chimie. La définition d'Arrhenius se concentre sur la libération d'ions H+ et OH- dans l'eau, tandis que la théorie de Brønsted-Lowry est plus large, décrivant les acides comme des donneurs de protons et les bases comme des accepteurs de protons. Les acides et bases forts se dissocient complètement en solution, contrairement à leurs homologues faibles. Les constantes de dissociation aident à quantifier la force d'un acide ou d'une base. Le pH reste une mesure centrale de l'acidité ou de la basicité d'une solution, influencée directement par la concentration en ions H+ ou OH-.
