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Les notions d'acides et de bases varient selon le scientifique qui les a proposées. Les principaux scientifiques qui ont travaillé sur ce sujet, sont Arrhenius, Bronsted-Lowry et Lewis. 

Chacun d'eux a fait évoluer les recherches, et à des degrés différents.

Les chimistes des siècles passés savaient qu'il y avait des substances acides et basiques, elles ont ainsi été classées selon certaines propriétés telles que la saveur. Ils ont classé les espèces acides comme des espèces acides et les astringentes comme des espèces basiques.

Elles ont été classées comme opposées parce que les chimistes savaient que l'une annulait les propriétés de l'autre; en fait, les acides et les bases réagissent entre eux dans des réactions de neutralisation, comme nous le verrons plus tard. 

Cependant, ce n'est qu'après le 19e siècle que les études de chimie sont suffisamment approfondies pour découvrir la vraie nature de ces substances.

La première définition des bases acides est venue du chimiste Svante Arrhenius, en 1880. 

En étudiant les solutions électrolytiques, il a constaté que les substances acides (acides) libèrent des ions H + dans l'eau et des substances astringentes libèrent du OH-

Officiellement, Arrhenius est arrivé aux conclusions suivantes:

 - Les acides sont des substances qui augmentent la concentration d'ions H + dans l'eau.

 - Les bases sont des substances qui augmentent la concentration d'ions OH- dans l'eau.

C'est la définition la plus simple de l'affichage et de la base, la plus simple à comprendre. 
Par exemple, le HCl, acide chlorhydrique, est un acide d'Arrhenius, voiture dans l'eau, il libère les ions H +:        

L'hydroxyde de sodium, NaOH, est une base d'Arrhenius, car dans l'eau, il libère des ions OH-:

Cependant, les définitions d'Arrhenius ne s'appliquaient qu'aux molécules contenant H et OH, et ils étaient dans l'eau. Par conséquent, ils n'ont pas expliqué efficacement d'autres phénomènes chimiques et de nouvelles définitions sont nécessaires.

BRONSTED-LOWRY

Plus tard, dans les années 1920, Bronsted et Lowry, deux scientifiques ont rendu indépendamment les définitions des acides et des bases plus complètes, basées sur des réactions de neutralisation, en tenant compte du fait qu'elles impliquent l'échange d'un ion H + d'une espèce à une autre.

Donc, selon ces chimistes:

Un acide est une substance qui donne un H+ (proton).
Une base est une substance qui reçoit un H+ (proton).

Ces définitions fonctionnent maintenant à la fois pour les réactions acide-base et la dissociation ionisation de composés chimiques acides et basiques.
Regardons la même réaction d'ionisation de HCl dans l'eau, maintenant selon la théorie de Bronsted-Lowry:

Sachez que l'eau fait maintenant partie de la réaction chimique et que c'est elle qui reçoit un proton.
Les espèces HCl ont donné un proton, agissant comme acide, et H2O a reçu un proton, agissant comme base, devenant H3O +. Cela est possible parce que l'oxygène dans la molécule d'eau a des paires d'électrons restants, et ils peuvent se fixer à un cation H +. Voyez comment cela se passe selon les représentations de Lewis:

Nous disons que l'eau est une base de Bronsted-Lowry. Cependant, il peut aussi agir sous forme d'acide, lors d'une réaction avec l'ammoniac, une base:

L'ammoniac NH3, ayant reçu un H +, est une base. Voyez que celui qui a donné le proton était le molécule d'eau, et c'est donc un acide de Bronsted-Lowry.

Sachez que l'eau peut être à la fois un acide et une base! On dit qu'à cause de cela, elle a un comportement amphotère ou amphiprotique. Comme indiqué par Bronsted et Lowry, les acides et les bases «travaillent toujours ensemble» dans transfert de protons. Par conséquent, une substance n'agira comme acide que le cas échéant une autre substance sert de base. De là est né le concept d'acides et de bases conjugué.

Une base produira toujours un acide conjugué et un acide produira toujours une base conjugué. Dans la réaction ci-dessus, nous pouvons voir que le NH3 reçoit un proton, agissant comme base. Cependant, en lisant la réaction de droite à gauche, on voit que l'espèce NH4 + (que généré par NH3) peut agir comme un acide, donnant un proton.

L'inverse est également vrai:

LEWIS

Lewis, au début du 20e siècle, a proposé une définition encore plus complète des acides et bases. Il a compris que pour qu'une espèce donne ou reçoive un proton, elle doit aussi recevoir ou donner une paire d'électrons.

Observez la réaction ci-dessous:

En termes de Bronsted-Lowry, nous voyons que l'ammoniaque (NH3) est une base, car il reçoit un proton, devenant NH4 + (cation ammonium). Cependant, on voit aussi qu'elle a fait don d'une paire d'électrons pour l'ion H +, tandis que l'ion H +, un acide de Bronsted, a reçu une paire de électrons. C'est en ces termes que sont actuellement les acides et bases de Lewis:

           Un acide de Lewis reçoit une paire d'électrons
            Une base de Lewis donne une paire d'électrons.

La définition de Lewis des acides et des bases est de loin la plus complète, qui peut être appliquée dans diverses situations, même dans les réactions acido-basiques qui ne se produisent pas dans les milieux aqueux, comme avec d'autres théories.

De plus, la base peut faire don de sa paire d'électrons à une espèce autre que H +, tant que cette espèce est capable de recevoir ces électrons. Donc, tout composé qui reçoit des électrons peut être considéré comme un acide de Lewis, comme dans l'exemple ci-dessous: