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.

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.

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.