Qu’est-ce qu’un acide ou une base ?

Dans l’eau pure à 25 °C, seules deux molécules environ sur un milliard se sont dissociées en ions. Cette infime proportion est le point de départ de l’étude des acides et des bases.

Le vinaigre, le jus de citron et l’acide de l’estomac ont une saveur ou une action aigre et piquante. Le savon, le bicarbonate de soude et le décapant pour four sont glissants et amers. On classait déjà les substances dans ces deux familles bien avant de connaître les atomes. En 1680, Robert Boyle décrivit les acides comme des solutions capables de dissoudre de nombreuses substances, de changer la couleur de certains colorants naturels et de perdre ces propriétés au contact d’un alcali. Au 18e siècle, les chimistes ajoutèrent que les acides réagissent avec le calcaire en libérant un gaz, aujourd’hui appelé dioxyde de carbone, et que les acides et les alcalis forment ensemble des substances neutres.

De l’hydrogène à l’ion oxonium

En 1815, Humphry Davy montra que l’hydrogène, et non l’oxygène, est l’élément essentiel des acides. En 1884, Svante Arrhenius proposa la première définition moderne : un acide est un composé qui libère des ions hydrogène en se dissolvant dans l’eau, tandis qu’une base libère des ions hydroxyde, OH⁻. Un ion hydrogène isolé n’est qu’un proton, mais il ne reste jamais isolé dans l’eau. Il se fixe à une molécule d’eau pour former l’ion oxonium, H₃O⁺. Lorsque le chlorure d’hydrogène gazeux se dissout, la solution obtenue, l’acide chlorhydrique, contient de nombreux ions H₃O⁺ et Cl⁻.

Les acides cèdent des protons, les bases les captent

En 1923, Johannes Brønsted et Thomas Lowry proposèrent une définition plus large, toujours utilisée. Un acide cède un proton et une base capte un proton : une réaction acido-basique est simplement le transfert d’un proton de l’un à l’autre. Lorsque le fluorure d’hydrogène se dissout, HF cède un proton à H₂O, ce qui forme H₃O⁺ et F⁻. Lorsque l’ammoniac se dissout, NH₃ capte un proton de H₂O, ce qui forme NH₄⁺ et OH⁻. L’eau joue le rôle de base dans la première réaction et d’acide dans la seconde. Une substance capable de jouer ces deux rôles est dite amphiprotique.

Après avoir cédé son proton, un acide laisse une espèce capable de le capter à nouveau : c’est donc une base. On l’appelle la base conjuguée de l’acide. F⁻ est la base conjuguée de HF, et Cl⁻ celle de HCl. Inversement, NH₄⁺ est l’acide conjugué de l’ammoniac. Toute réaction de Brønsted-Lowry met en jeu deux couples de ce type, chacun reliant un acide à sa base conjuguée de part et d’autre de la flèche de réaction.

Quand l’eau réagit avec elle-même

L’eau étant amphiprotique, deux molécules d’eau peuvent échanger un proton : H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Cette autoprotolyse reste très limitée. À 25 °C, environ deux molécules d’eau sur un milliard sont ionisées, ce qui donne 1.0 × 10⁻⁷ mol de H₃O⁺ et autant de OH⁻ par litre. Le produit de leurs concentrations, appelé produit ionique de l’eau, vaut Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. Si l’on ajoute un acide, [H₃O⁺] augmente tandis que [OH⁻] diminue, leur produit restant toujours égal à Kw. Cette seule relation fonde toute l’échelle de pH du chapitre suivant.