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ACIDES ET BASES EN SOLUTION
AQUEUSE. pH, K A ET pK A
6.1 ACIDES ET BASES : MODÈLES ET DÉFINITIONS
Les acides et les bases sont connus depuis l’Antiquité par leurs effets. Sur le plan conceptuel,
seules méritent d’être retenues les quatre approches théoriques developpées de la fin du XIX
e
siècle jusqu’aux années 1960 : les théories d’Arrhenius (1887) et de Brønsted-Lowry (1923),
ainsi que le modèle de Lewis (1923) complété de la classification de Pearson en 1963 (acides et
bases durs et mous).
En chimie des solutions, la théorie la plus adaptée est celle de Brønsted-Lowry, à condition de
conserver l’approche d’Arrhenius pour les bases que sont les hydroxydes métalliques.
Définition d’Arrhenius pour les bases fortes courantes
Une base d’Arrhenius est un composé ionique comportant des ions hydroxyde OH – , qui sont
dispersés lors de la dissolution par l’eau.
La soude NaOH et la potasse KOH (très solubles dans l’eau), la baryte Ba(OH) 2 (assez soluble),
ainsi que la chaux éteinte Ca(OH) 2 et la magnésie Mg(OH) 2 (peu solubles), sont les plus connues
et les plus utilisées des bases d’Arrhenius. Elles sont appelées bases fortes car ce sont des
électrolytes forts :
NaOH (s)
Na + (aq) + OH – (aq)
(6.1)
Définitions de la théorie de Brønsted-Lowry
Un acide de Brønsted est une espèce chimique capable de céder un proton H
+ ; c’est un
donneur de proton.
Une base de Brønsted est une espèce chimique capable de capter un proton H
+ ; c’est un
accepteur de proton.
Un amphotère (ou ampholyte) est une espèce chimique susceptible de se comporter comme
un acide ou comme une base.
La perte du proton H + par l’acide ne se fait qu’en présence de la base qui le fixe. Il y a
simultanément déprotonation de l’acide et protonation de la base. La particule élémentaire H
+
est donc échangée sans être libérée dans les solutions.
RAPPELS DE COURS
H 2 O