Cette publication est accessible gratuitement
Lire

Définition de : ACIDOBASICITÉ, chimie

De
4 pages
Article publié par Encyclopaedia Universalis ACIDOBASICITÉ, chimie Un acide est un corps capable de céder un ou des protons (une particule fondamentale chargée d'électricité positive) et une base est un corps capable de capter un ou des électrons. Chacun a ses caractéristiques. Les acides ont une saveur aigre (l'adjectif latin acidus signifie « aigre », « acide »), et les bases une saveur particulière comme celle de la lessive (le terme d'alcali, nom générique des bases, dérive de l'arabe al-kali, « cendre de plantes », d'où l'on retirait par lessivage du carbonate de potassium). Les uns et les autres ont une action sur les « indicateurs colorés » : la solution aqueuse (présence d'eau) de tournesol vire au rouge au contact des acides et au bleu au contact des bases ; la solution d'hélianthine est rose en milieu acide et jaune en milieu basique, etc. Ainsi, les indicateurs colorés permettent d'identifier si une espèce est acide ou basique, en établissant une échelle fondée sur un paramètre appelé le pH (p pour potentiel et H pour hydrogène). + Cette mesure de l'état d'une solution acidobasique contenant des ions H est : + + + + pH = – Log[H ], où [H ] est la concentration en ions H (ou H3O ) et Log le logarithme décimal. L'échelle d'acidité, pour les solutions supérieures à une mole par litre (pH = 0), va jusqu'à 14 pour les acides les plus forts, soit le pH – d'une concentration d'une mole par litre en ions OH . Un pH égal à 7 correspond à une solution neutre.
Voir plus Voir moins

Vous aimerez aussi

ACIDOBASICITÉ, chimie

Un acide est un corps capable de céder un ou des protons (une particule fondamentale chargée d'électricité positive) et une base est un corps capable de capter un ou des électrons. Chacun a ses caractéristiques. Les acides ont une saveur aigre (l'adjectif latin acidus signifie « aigre », « acide »), et les bases une saveur particulière comme celle de la lessive (le terme d'alcali, nom générique des bases, dérive de l'arabe al-kali, « cendre de plantes », d'où l'on retirait par lessivage du carbonate de potassium).

Les uns et les autres ont une action sur les « indicateurs colorés » : la solution aqueuse (présence d'eau) de tournesol vire au rouge au contact des acides et au bleu au contact des bases ; la solution d'hélianthine est rose en milieu acide et jaune en milieu basique, etc. Ainsi, les indicateurs colorés permettent d'identifier si une espèce est acide ou basique, en établissant une échelle fondée sur un paramètre appelé le pH (p pour potentiel et H pour hydrogène). Cette mesure de l'état d'une solution acidobasique contenant des ions H+ est : pH = – Log[H+], où [H+] est la concentration en ions H+ (ou H3O+) et Log le logarithme décimal. L'échelle d'acidité, pour les solutions supérieures à une mole par litre (pH = 0), va jusqu'à 14 pour les acides les plus forts, soit le pH d'une concentration d'une mole par litre en ions OH. Un pH égal à 7 correspond à une solution neutre. Le pH a une grande importance dans de nombreux domaines.

La notion de couple acide-base

Les notions d'acide et de base sont indissociables. En effet, tel Janus, la plupart des espèces chimiques en milieu aqueux possèdent un double visage et peuvent se dédoubler en acide et en base.

Le physicien et chimiste suédois Svante Arrhenius (1859-1927) fut le premier à proposer, en 1887, la théorie de l'ionisation des électrolytes pour interpréter les lois physiques de l'électrolyse, méthode qui permet de décomposer une espèce chimique en ions par l'action d'un courant électrique : les uns, porteurs de charge positive, comme l'ion hydrogène (H+) ou l'ion ammonium (NH4+), sont les cations ; les autres, de charge négative, comme l'ion hydroxyde (OH) ou l'ion nitrique (NO3), sont les anions. Le chimiste danois Johannes Brønsted proposa, vers 1922, une théorie de l'acidobasicité plus générale que celle d'Arrhenius, admise jusqu'alors. Sa définition des acides et des bases, qui perdure, peut se résumer ainsi :

acide → base + H+

Le couple acide-base le plus simple est celui de l'eau (H2O), mais comporte une singularité que nous allons développer. Nous appelons réaction d'autoprotolyse de l'eau la réaction suivante :

H2O + H2O → H3O+ + OH

Dans cette réaction, les deux molécules qui réagissent jouent des rôles différents. En effet, une des deux molécules d'eau perd un proton pour donner un ion hydroxyde, selon le schéma :

Une molécule d'eau H2O agit comme un acide dont la base conjuguée est l'ion hydroxyde OH. Les deux espèces H2O et OH forment le couple H2O /OH.

L'autre molécule d'eau capte un ion hydronium H3O+, selon le schéma :

Dans cette « demi-équation protonique », la molécule d'eau H2O se comporte comme une base dont l'acide conjugué est l'ion hydronium. Les deux espèces H3O+ et OH forment finalement le couple acidobasique H3O+ /OH.

Bien d'autres exemples pourraient être cités. Voici celui de l'acide éthanoïque (CH3CO2H). Dans certaines conditions expérimentales, les molécules d'acide éthanoïque peuvent participer à une réaction chimique et donner naissance à des ions éthanoates (CH3CO2). Pour interpréter cette réaction, on peut considérer que chaque molécule d'acide éthanoïque perd un proton H+, ce que l'on peut traduire par le schéma :

CH3CO2H → CH3CO2 + H+

Dans d'autres conditions, les ions éthanoates donnent naissance à des molécules d'acide éthanoïque. Pour interpréter cette réaction, on peut considérer que chaque ion éthanoate capte un proton H+ :

CH3CO2 + H+ → CH3CO2H.

Ces deux schémas, inverses l'un de l'autre, sont regroupés en un schéma unique :

Les deux espèces chimiques CH3CO2H et CH3CO2 constituent aussi un couple acide-base. Par convention, on écrit plus simplement ce couple en faisant figurer l'acide à gauche et la base à droite.

Quelques effets et exemples de l'acidité et de l'alcalinité

Les effets des « pluies acides », largement présentés par les médias dans les années 1980, sont scientifiquement reconnus dans le dépérissement de certaines forêts en Europe, même si ce phénomène est trop complexe pour qu'on l'attribue aux seules pluies acides. L'acidité de ces pluies est due aux combustions domestiques et industrielles qui dégagent des oxydes de carbone, de soufre et d'azote. Sur un sol calcaire, l'acidité des pluies est sensiblement neutralisée (on parle de « pouvoir tampon ») et le pH est voisin de 7. En effet, l'ion carbonate CO3 des calcaires est basique : c'est la base conjuguée de l'ion hydrogénocarbonate HCO3, lui-même base conjuguée de l'acide carbonique :

CO2 + H2O → HCO3 + H+

HCO3 → CO42– + H+.

Sur un sol granitique ou siliceux, il en va différemment. Les eaux de ruissellement ne dissolvent pratiquement pas d'ions provenant de la dégradation des roches : elles n'ont donc aucun pouvoir tampon. Les eaux pluviales n'étant pas neutralisées, l'acidité des cours d'eau et des lacs augmente.

En agriculture, le pH d'un sol a une importance sur la nutrition des végétaux, l'assimilabilité des ions dans le sol selon son état calcique étant déterminante pour décider ou non de son amendement en calcaire. D'une manière générale, le pH des sols conditionne ainsi en partie la répartition des végétaux.

En biochimie, dans les conditions normales, le pH sanguin est neutre, celui de l'urine est légèrement acide (pH = 6,2) et celui de la salive est acide (pH = 5,7). Le suc gastrique est très acide (pH = 2), alors que le suc intestinal est alcalin (pH = 7,3). Dans le milieu intérieur, le pH est maintenu dans de strictes limites par des phénomènes de régulation.

Auteur: Yves GAUTIER
Un pour Un
Permettre à tous d'accéder à la lecture
Pour chaque accès à la bibliothèque, YouScribe donne un accès à une personne dans le besoin