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15.1:

Acides et bases de Bronsted-Lowry

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Bronsted-Lowry Acids and Bases

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Un acide d’Arrhenius est une substance qui produit un ion hydrogène lorsqu’il est dissous dans l’eau et une base d’Arrhenius est une substance qui produit un OH⁻ou un ion hydroxyde. L’acide chlorhydrique est un acide d’Arrhenius comme il se dissocie en un ion d’hydrogène et un ion de chlorure lorsqu’il est dissous dans l’eau. L’hydroxyde de sodium est une base d’Arrhenius puisqu’il se dissocie en un ion de sodium et un ion d’hydroxyde lorsqu’il est dissous dans l’eau.Cependant, cette définition ne peut être utilisée pour décrire les acides et des bases qui ne sont pas dans une solution aqueuse ou des bases qui ne contiennent pas d’ions d’hydroxyde. Selon une définition plus large de Brønsted et Lowry, un acide est un ion d’hydrogène ou un donneur de proton, tandis qu’une base est un accepteur de proton. Lorsque l’acide chlorhydrique est dissous dans l’eau, il agit comme un acide en donnant un proton à l’eau, produisant un ion hydronium et un ion de chlorure.Lorsque l’ammoniac est dissous dans l’eau, il agit comme une base et accepte un proton de l’eau, produisant un ion d’ammonium et un ion d’hydroxyde. Un acide Brønsted-Lowry réagira toujours avec une base Brønsted-Lowry et vice versa. Lorsqu’un acide, par exemple l’acide acétique, donne son proton, l’eau sert de base et accepte le proton.Acide acétique est converti en une base conjuguée, acétate, et l’eau est convertie en un acide conjugué, un ion d’hydronium. Les acides et les bases qui diffèrent les uns des autres par le transfert d’un proton sont appelés paires acide-base conjuguées. Dans la réaction inverse, l’acide conjugué, l’hydronium, agit comme un donneur de protons et la base conjuguée, acétate, acceptera un proton.La force d’un acide est déterminée par sa capacité de donner un proton alors que la force d’une base est déterminée par sa capacité à accepter un proton. Un acide plus fort est plus susceptible de donner un proton qu’un acide plus faible. De même, une base plus forte est plus susceptible d’accepter un proton qu’une base plus faible.La force d’un acide et de sa base conjuguée est inversement liée. Un acide fort se dissocie complètement en solution et la base conjuguée résultante est trop faible pour accepter un proton. Il en va de même dans le cas d’une base solide et son acide conjugué.D’autre part, un acide faible se dissocie partiellement en solution. La base conjuguée d’un acide faible est également relativement faible;par conséquent, un mélange de l’acide faible non dissocié et sa base conjuguée faible sera présente en équilibre. Le même phénomène se produit dans le cas d’une base faible et son acide conjugué faible.

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Acides et bases de Bronsted-Lowry

La catégorie des réactions acido-basiques a été étudiée depuis un certain temps. En 1680, Robert Boyle a exposé des traits des solutions acides qui incluent leur capacité à dissoudre de nombreuses substances, à changer les couleurs de certains colorants naturels et à perdre ces traits après avoir été en contact avec des solutions alcalines (basiques). Au XVIIIe siècle, il a été reconnu que les acides ont un goût aigre, qu’ils réagissent avec le calcaire pour libérer une substance gazeuse (on sait maintenant que c’est du CO2) et interagissent avec les alcalis pour former des substances neutres. En 1815, Humphry Davy a grandement contribué au développement du concept acido-basique moderne en démontrant que l’hydrogène est le constituant essentiel des acides. À peu près à la même époque, Joseph Louis Gay-Lussac a conclu que les acides sont des substances qui peuvent neutraliser les bases et que ces deux catégories de substances ne peuvent être définies qu’en termes l’une de l’autre. L’importance de l’hydrogène a été soulignée en 1884 lorsque Svante Arrhénius a défini un acide comme un composé qui se dissout dans l’eau pour produire des cations hydrogène (maintenant reconnus comme étant des ions hydronium) et une base comme un composé qui se dissout dans l’eau pour produire des anions hydroxyde.

Acides et bases de Brønsted-Lowry

Johannes Brønsted et Thomas Lowry ont proposé en 1923 une description plus générale dans laquelle les acides et les bases sont définis en termes de transfert d’ions hydrogène, H+ (notez que ces ions hydrogène sont souvent appelés simplement des protons, puisque cette particule subatomique est la seule composante des cations dérivés de l’isotope d’hydrogène le plus abondant, 1H). Un composé qui donne un proton à un autre composé est appelé un acide de Brønsted-Lowry, et un composé qui accepte un proton est appelé une base de Brønsted-Lowry. Une réaction acido-basique est donc le transfert d’un proton d’un donneur (acide) à un accepteur (base).

Le concept des couples conjugués est utile pour décrire les réactions acido-basiques de Brønsted-Lowry (ainsi que d’autres réactions réversibles). Lorsqu’un acide donne H+, l’espèce qui reste est appelée la base conjuguée de l’acide parce qu’elle réagit comme un accepteur de proton dans la réaction inverse. De même, lorsqu’une base accepte H+, elle est transformée en son acide conjugué. La réaction entre l’eau et l’ammoniac illustre cette idée comme indiqué ci-dessous.

 Eq1

Dans le sens direct, 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 sert de base pour accepter ce proton, devenant un ion ammonium, NH4+, l’acide conjugué de l’ammoniac. Dans le sens inverse, un ion hydroxyde sert de base pour accepter un proton de l’ion ammonium, qui agit comme un acide.

Les acides forts et les bases fortes se dissocient complètement dans une solution. Leurs bases et leurs acides conjugués sont extrêmement faibles et ne peuvent pas donner ou accepter les protons, respectivement, pour effectuer la réaction inverse ; par conséquent, les réactions impliquant des acides forts et des bases fortes sont essentiellement terminées dans une solution aqueuse. D’autre part, les acides et les bases faibles se dissocient partiellement en solutions et produisent respectivement des bases et des acides conjugués faibles. Ces acides ou bases conjugués faibles peuvent effectuer la réaction inverse, et donc les réactions d’acide et de base faibles atteignent un équilibre en fonction des forces relatives des acide et base faibles. En résumé, un acide plus fort produira la base conjuguée qui est d’autant plus faible, alors qu’une base plus forte produira un acide conjugué d’autant plus faible et vice versa. Le tableau 1 illustre la relation entre les différents couples acides/bases conjugués.

Acide fort Base conjuguée très faible
HCl Cl
HNO3 NO3
Acide faible Base conjuguée faible
HF F
NH4+ NH3
Acide très faible Base conjuguée forte
OH O2
CH4 CH3

Tableau 1 : force relative de quelques couples acide/base conjugués.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 14.4 Acide et base de Brønsted-Lowry.

Suggested Reading

  1. Story, David A. "Bench-to-bedside review: A brief history of clinical acid–base." Critical Care 8, no. 4 (2004): 253.