THEORIE ACIDO-BASIQUE 

Vous allez voir dans cette série : 

 

Partie 1 – Théories des acides 

Les acides  d’Arrhenius, de Bronsted-Lowry, et de Lewis, théorie acido-basique, proton, H30+, cation,   ion 

Partie 2 – Théorie des bases 

Bases  d’Arrhenius, de Bronsted-Lowry, et de Lewis, théorie acido-basique, OH,    anion, formation de l’Hydrone 

Substances organiques et inorganiques 

 

 

Partie 3 – Théorie AB

La différence entre fonction et groupe fonctionnel 

Les relations des 3 théories protonique x électronique

Concepts de substances amphotères

NAD+ , déficit d’électrons, capable de recevoir des protons : NADH + H+, Il est capable de recevoir 2 H+ 

  • Pauvre en électrons e− = Acide de Lewis, capable d'accepter des électrons.

  • Riche en électrons e− = Base de Lewis, capable de fournir des électrons.

 

THEORIE ACIDO-BASIQUE 

Les notions d'acides et de bases varient selon le scientifique qui les a proposées. les principales théories  son celle proposées par Arrhenius, Bronsted-Lowry et Lewis. Chacun d'eux a évolué à partir de l'autre, et ont des degrés de couverture différents.

Les chimistes des siècles passés savaient qu'il y avait des espèces acides et basiques,

qui ont ainsi été classés selon certaines propriétés telles que la saveur des substances!  Ils ont classé les espèces acides comme des espèces acides et de espèces astringentes comme de base.

Ils ont été classés comme des espèces opposées car  les chimistes savaient que l'un annulait les propriétés de l'autre; en fait, les acides et les bases réagissent entre eux dans des réactions de que l’on appelle de neutralisation, comme nous le verrons plus tard. Cependant, ce n'est qu'après le 19e siècle que les études en chimie sont suffisamment approfondies pour découvrir la vraie nature de ces substances.

ARRHENIUS

La première définition des bases acides est venue du chimiste Svante Arrhenius, autour de 1880. En étudiant les solutions électrolytiques, il a découvert que les substances acides (acides) libéré des ions H+ dans l'eau et des substances astringentes libéraient de l’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'acide et de la base, la plus simple à comprendre. Par exemple,

Le HCl, acide chlorhydrique, est un acide d'Arrhenius, car dans l'eau, il libère des ions H +:

HCl(g)            H+(aq) + Cl-(aq)

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

NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)

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 étaient nécessaires.

BRONSTED-LOWRY

Plus tard, dans les années 1920, Bronsted et Lowry, deux scientifiques travaillant

 Indépendamment ont rendus les définitions des acides et des bases plus complètes,

basées sur des réactions de neutralisation, en tenant compte du fait qu'elles impliquent 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 pour les réactions acide-base et pour  la dissociation d’ionisation des composés chimiques acides et basiques.

Regardons la même réaction d'ionisation de HCl dans l'eau, maintenant selon la théorie de Bronsted-Lowry:

HCl(g) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+(aq)

 

Sachez que l'eau fait désormais partie de la réaction chimique et que c'est elle qui reçoit un proton. 

Les espèces HCl ont donné un proton, agissant ainsi comme un 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+. 

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:

NH3(aq) + H2O(l)⇄ NH4+(aq) + OH- (aq)

 

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

Sachez que l'eau peut être à la fois un acide et une base! On dit que pour cette raison, elle a un comportement amphotère ou amphiprotique. Bronsted et Lowry ont remarqué que  les acides et les bases «travaillent toujours ensembles» pour transférer les protons. Par conséquent, une substance n'agira comme un acide que si une autre substance agit comme une base. De là est né le concept d'acides et de bases conjugués.

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

THÉORIE DE LEWIS

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

En termes de Bronsted-Lowry, nous constatons que l'ammoniac (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 d’électrons. C'est en ces termes que sont définis les acides et bases de Lewis:

Un acide de Lewis reçoit une paire d'électrons

Une base de Lewis donne une paire d'électrons

De plus, la base peut donner sa paire d'électrons à une espèce autre que H+, tant que cette espèce soit capable de recevoir ces électrons. Ainsi, tout composé qui reçoit des électrons peut être considéré comme un acide de Lewis

ÉCHELLE DE PH

La  quantité de H+ et OH- dans un  milieu a une influence sur plusieurs systèmes de réactions chimiques comme dans notre corps ou dans l'environnement. Il est devenu très important de  «mesurer» l'acidité et la basicité des milieux aqueux. Dans le cas des composés inorganiques, le pHmètre est l'instrument utilisé pour mesurer l'acidité-basicité d'une solution. Cette mesure suit une échelle de 0 à 14

Un autre indicateur largement utilisé en laboratoire est le papier de tournesol, qui vire au rouge en contact avec des acides et bleu en contact avec des bases.

Le citron, en raison de son caractère acide, laisse du papier de tournesol coloré

rougeâtre. À son tour, le savon, en raison de son caractère de base, laisse le papier

de tournesol bleuâtre.