à la fin de cette section, vous serez en mesure de:
- identifier les acides, les bases et les paires conjuguées acide-base selon la définition de Brønsted-Lowry
- écrire des équations pour les réactions d’ionisation acide et base
- calculer les concentrations d’hydronium et D’ions hydroxyde
- décrire le comportement acide-base des substances amphiprotiques
La classe de réaction acide-base est étudiée depuis un certain temps., En 1680, Robert Boyle a rapporté des traits de solutions acides qui comprenaient leur capacité à dissoudre de nombreuses substances, à changer les couleurs de certains colorants naturels et à perdre ces traits après être entré en contact avec des solutions alcalines (de base). Au XVIIIe siècle, il a été reconnu que les acides ont un goût aigre, réagissent avec le calcaire pour libérer une substance gazeuse (maintenant connue sous le nom de CO2) et interagissent avec les alcalis pour former des substances neutres., En 1815, Humphry Davy a grandement contribué au développement du concept acide-base moderne en démontrant que l’hydrogène est le constituant essentiel des acides. Vers la même époque, Joseph Louis Gay-Lussac conclut que les acides sont des substances qui peuvent neutraliser les bases et que ces deux classes de substances ne peuvent être définies que l’une par rapport à l’autre., L’importance de l’hydrogène a été soulignée à nouveau en 1884 lorsque Svante Arrhenius a défini un acide comme un composé qui se dissout dans l’eau pour donner des cations d’hydrogène (maintenant reconnu pour être des ions hydronium) et une base comme un composé qui se dissout dans l’eau pour donner des anions d’hydroxyde.
Johannes Brønsted et Thomas Lowry ont proposé une description plus générale en 1923 dans laquelle les acides et les bases étaient définis en termes de transfert D’ions hydrogène, H+., (Notez que ces ions hydrogène sont souvent appelés simplement protons, car cette particule subatomique est le seul composant des cations dérivés de l’isotope d’hydrogène le plus abondant, 1H.) un composé qui donne un proton à un autre composé est appelé acide Brønsted-Lowry, et un composé qui accepte un proton est appelé base Brønsted-Lowry. Une réaction acide-base est donc le transfert d’un proton d’un donneur (acide) à un accepteur (base).
Le concept de paires conjuguées est utile pour décrire les réactions acide-base de Brønsted-Lowry (ainsi que d’autres réactions réversibles)., Lorsqu’un acide donne H+, l’espèce qui reste est appelée base conjuguée de l’acide car elle réagit en tant qu’accepteur de protons dans la réaction inverse. De même, lorsqu’une base accepte H+, elle est convertie en son acide conjugué. La réaction entre l’eau et l’ammoniac illustre cette idée. Vers l’avant, l’eau agit comme un acide en donnant un proton à l’ammoniac et en devenant par la suite un ion hydroxyde, OH−, La base conjuguée de l’eau. L’ammoniac agit comme une base en acceptant ce proton, devenant un ion ammonium, NH4+, NH4+, l’acide conjugué de l’ammoniac., Dans le sens inverse, un ion hydroxyde agit comme une base en acceptant un proton de l’ion ammonium, qui agit comme un acide.
la réaction entre un acide de Brønsted-Lowry et l’eau est appelée ionisation acide. Par exemple, lorsque le fluorure d’hydrogène se dissout dans l’eau et s’ionise, les protons sont transférés des molécules de fluorure d’hydrogène aux molécules d’eau, produisant des ions hydronium et des ions fluorure:
l’ionisation de Base d’une espèce se produit lorsqu’elle accepte les protons des molécules d’eau., Dans l’exemple ci-dessous, les molécules de pyridine, C5NH5, subissent une ionisation basique lorsqu’elles sont dissoutes dans l’eau, donnant des ions hydroxyde et pyridinium:
Les réactions d’ionisation précédentes suggèrent que l’eau peut fonctionner à la fois comme une base (comme dans sa réaction avec le fluorure d’hydrogène) et comme un acide (comme dans sa réaction avec l’ammoniac). Les espèces capables de donner ou d’accepter des protons sont appelées amphiprotriques, ou plus généralement amphotères, un terme qui peut être utilisé pour les acides et les bases selon des définitions autres que celle de Brønsted-Lowry., Les équations ci-dessous montrent les deux réactions acido–basiques possibles pour deux espèces amphiprotiques, l’ion bicarbonate et l’eau:
la première équation représente la réaction du bicarbonate comme acide avec l’eau comme base, tandis que la seconde représente la réaction du bicarbonate comme base avec L’eau comme acide., Lorsque du bicarbonate est ajouté à l’eau, ces deux équilibres sont établis simultanément et la composition de la solution résultante peut être déterminée par des calculs d’équilibre appropriés, comme décrit plus loin dans ce chapitre.
à l’état liquide, les molécules d’une substance amphiprotique peuvent réagir entre elles comme illustré pour l’eau dans les équations ci-dessous:
le processus dans lequel les molécules semblables réagissent pour donner des ions est appelé autoionisation., L’eau liquide subit une très légère auto-ionisation; à 25 °C, environ deux molécules d’eau sur un milliard sont ionisées. L’étendue du processus d’auto-ionisation de l’eau se reflète dans la valeur de sa constante d’équilibre, la constante de produit ionique pour l’eau, Kw:
la légère ionisation de 25 °C, kW a une valeur de 1,0 ×× 10-14., Le processus est endothermique, de sorte que l’étendue de l’ionisation et les concentrations résultantes d’ion hydronium et d’ion hydroxyde augmentent avec la température. Par exemple, à 100 °C, la valeur pour Kw est d’environ 5,6 ×× 10-13, environ 50 fois plus grande que la valeur à 25 °C.