Cette théorie est maintenant devenue insufsante:
Exemples :
»
_
—
Elle ne s’applique pas à tous lessolvants;
HCÏ+H20
NH3 +H20
—
L’ion H+, noyau de l’atome d’hydrogène, aura
** H30+
]
—> NHZ
une grande tendance à s’unir à une moléCule de
-
solvant étant donné sa taille (cent mille fois infé—
Solvant non aqueux. Exemple ’ CH3COOH
'
rieure à celle de la molécule
Acide HA
Base B
Cette théorie avait besoin d’être précisée et géné—
ralisée à la lumière d’un quart de siècle de travaux,
HA+CH3COOH
B+CH3COOH
'
ce que
rent, en 1923, BRtäNSTED
et LOWRY. La nouvelle
_,
CH3COOHÏ + A”
BH+ + CH3COO_
théorie est appelée théorie de BRÛNSTED.
'
Nous raisonnerons essentiellement sur les solu@
Dénition de BRGNSTED :
tions aqueuses, qui sont les plus importantes, mais on
,
peut étendre facilement les résultats aux solvants non“
Un acide est un corps
Une base est un corps
aqueux.
capable de céder un
capable de capter un
Remarquons que dans la dénition de BRQNSTED
proton.
]
proton.
les-bases n’ont plus nécessairement la formule M(OH),,.
En d’autres termes :'
0
Il existe d’autres dénitions des acides et des
Acide = donneur de
Base = accepteur de
bases.
'
PÏOÎOH‘ proton.
'
Parmi celles—ci, nous retiendrons la dénition pro,
posée par LEWIS.
_
Cette dénition est
Elle est valable, que
Dénition de LEWIS
les substances soient en solution ou non. Elle ne dépend '
Acide : accepteur de
|
Base : donneur de
pas de la nature de la solution (aqueuse ou non
doublet.
_
_
doublet.
_
aqueuse).
._
'
_
,
Nous ne mentionnons pas «l’ion H+» mais la
-
.
Exemples
_
particule proton. Celle—ci n’est pas libérée mais trans—
H203 +Hëcide)—> H3O+
'
‘
—> NH4+
feree.
_
'
Cl
H
Cl H
Rappelons que la tendance normale de l’hydro.
_
0°
0000 °°°
,.
_
.
.
Clâ B +8 N8
_,
Cle Be
Ne H
gene est de donner 1 mn hydrure H ,qu1 ex1ste
eifecoC°l
%
ËÎ1 Η°I
tivement dans les hydrures ioniques. H+ ne peut être
_
'
obtenu àl’état libre, sauf dans des circonstances excepCette dénition est encore plus générale : les
ÜOHÏ1€H€S (décharge électrique dans l’hydrogène sous
acides ne sont plus limités aux composés hydrogénés.
faible pression, par exemple).
Ainsi tout ion positif est acide de LEV$IS et les réactions
Application __
.
de
formation
_
des
complexes Sont des réactions
.
.
.
-
-
acide—base.
—
Action d’un ac1de sur une base :
Exemple __
.
N_Hî
Cl
…
.
_
-
——>
[NÏ(H20)6]++'
—
En solution, le caractère acide ou basique Se
Dans la suite de notre étude, nous nous limitons
.
manifeste dans l’action sur le solvant.
à la dénition de BRQNSTED des acides” et des bases.
.
,
Celle—ci entraîne d’importantes conséquences dans
'
Solution aqueuse "
_
l’interprétation des réactions en solùtion.
.
Nous écrons l’acide : HA
Nous écritons la base : B
.
,
_
'
'
_
HA,ÏÎÏÎZO—‘>A_+H3O+
_
‘
Exemples :
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_
—
Elle ne s’applique pas à tous lessolvants;
HCÏ+H20
NH3 +H20
—
L’ion H+, noyau de l’atome d’hydrogène, aura
** H30+
]
—> NHZ
une grande tendance à s’unir à une moléCule de
-
solvant étant donné sa taille (cent mille fois infé—
Solvant non aqueux. Exemple ’ CH3COOH
'
rieure à celle de la molécule
Acide HA
Base B
Cette théorie avait besoin d’être précisée et géné—
ralisée à la lumière d’un quart de siècle de travaux,
HA+CH3COOH
B+CH3COOH
'
ce que
rent, en 1923, BRtäNSTED
et LOWRY. La nouvelle
_,
CH3COOHÏ + A”
BH+ + CH3COO_
théorie est appelée théorie de BRÛNSTED.
'
Nous raisonnerons essentiellement sur les solu@
Dénition de BRGNSTED :
tions aqueuses, qui sont les plus importantes, mais on
,
peut étendre facilement les résultats aux solvants non“
Un acide est un corps
Une base est un corps
aqueux.
capable de céder un
capable de capter un
Remarquons que dans la dénition de BRQNSTED
proton.
]
proton.
les-bases n’ont plus nécessairement la formule M(OH),,.
En d’autres termes :'
0
Il existe d’autres dénitions des acides et des
Acide = donneur de
Base = accepteur de
bases.
'
PÏOÎOH‘ proton.
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Parmi celles—ci, nous retiendrons la dénition pro,
posée par LEWIS.
_
Cette dénition est
Elle est valable, que
Dénition de LEWIS
les substances soient en solution ou non. Elle ne dépend '
Acide : accepteur de
|
Base : donneur de
pas de la nature de la solution (aqueuse ou non
doublet.
_
_
doublet.
_
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Nous ne mentionnons pas «l’ion H+» mais la
-
.
Exemples
_
particule proton. Celle—ci n’est pas libérée mais trans—
H203 +Hëcide)—> H3O+
'
‘
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_
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Cl H
Rappelons que la tendance normale de l’hydro.
_
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.
.
Clâ B
_,
Cle Be
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gene est de donner 1 mn hydrure H ,qu1 ex1ste
eifecoC°l
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tivement dans les hydrures ioniques. H+ ne peut être
_
'
obtenu àl’état libre, sauf dans des circonstances excepCette dénition est encore plus générale : les
ÜOHÏ1€H€S (décharge électrique dans l’hydrogène sous
acides ne sont plus limités aux composés hydrogénés.
faible pression, par exemple).
Ainsi tout ion positif est acide de LEV$IS et les réactions
Application __
.
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_
des
complexes Sont des réactions
.
.
.
-
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acide—base.
—
Action d’un ac1de sur une base :
Exemple __
.
N_Hî
Cl
…
.
_
-
——>
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—
En solution, le caractère acide ou basique Se
Dans la suite de notre étude, nous nous limitons
.
manifeste dans l’action sur le solvant.
à la dénition de BRQNSTED des acides” et des bases.
.
,
Celle—ci entraîne d’importantes conséquences dans
'
Solution aqueuse "
_
l’interprétation des réactions en solùtion.
.
Nous écrons l’acide : HA
Nous écritons la base : B
.
,
_
'
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