Acide et base selon Brønsted

Selon la théorie de Brønsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène $H^{+}$ (aussi appelé proton) au cours d'une réaction chimique. Une base est une espèce chimique capable de capter un ion $H^{+}$. Par exemple, l'acide éthanoïque $C{H}_{3}COOH$ cède un proton pour donner l'ion éthanoate $C{H}_{3}CO{O}^{-}$, tandis que l'ammoniac $N{H}_3$ capte un proton pour donner l'ion ammonium $N{H}_4^{+}$.

Couple acide-base conjugué

À tout acide $HA$ correspond une base conjuguée $A^{-}$ obtenue par perte d'un proton, et réciproquement. Ce couple se note $HA/A^{-}$ et son évolution s'écrit par la demi-équation formelle : $HA\rightleftharpoons A^{-}+H^{+}$. On dit que $HA$ est l'acide conjugué de $A^{-}$, et que $A^{-}$ est la base conjuguée de $HA$. Quelques couples usuels : $C{H}_{3}COOH/C{H}_{3}CO{O}^{-}$, $N{H}_4^{+}/N{H}_3$, $H_3{O}^{+}/H_{2}O$ et $H_{2}O/O{H}^{-}$.

Le couple de l'eau

L'eau est une espèce amphotère (ou ampholyte) : elle appartient à deux couples acide-base, $H_3{O}^{+}/H_{2}O$ où elle joue le rôle de base, et $H_{2}O/O{H}^{-}$ où elle joue le rôle d'acide. Cette double appartenance permet à l'eau de réagir avec elle-même selon la réaction d'autoprotolyse : $2H_{2}O\rightleftharpoons H_3{O}^{+}+O{H}^{-}$.

Réaction acido-basique

Une réaction acido-basique correspond à un transfert d'un ou plusieurs protons $H^{+}$ entre l'acide $A_1$ d'un couple $A_1/B_1$ et la base $B_2$ d'un couple $A_2/B_2$. Son équation générale s'écrit : $A_1+B_2\to B_1+A_2$. Par exemple, la réaction entre l'acide chlorhydrique et l'ammoniac met en jeu les couples $H_3{O}^{+}/H_{2}O$ et $N{H}_4^{+}/N{H}_3$ : $H_3{O}^{+}+N{H}_3\to H_{2}O+N{H}_4^{+}$.

Le pH d'une solution aqueuse

Le pH (potentiel hydrogène) mesure l'acidité d'une solution aqueuse à partir de la concentration en ions oxonium $[H_3{O}^{+}]$. Pour des concentrations comprises entre $10^{-14}$ mol/L et $1$ mol/L, il est défini par : $pH=-\log \frac{[H_3{O}^{+}]}{c^0}$ avec $c^0=1$ mol/L la concentration de référence. Réciproquement, $[H_3{O}^{+}]=c^0\times 10^{-pH}$. Le pH est une grandeur sans unité, mesurée avec un pH-mètre étalonné ou estimée à l'aide d'un indicateur coloré ou de papier pH.

Échelle de pH et caractère de la solution

À 25 °C, le pH d'une solution aqueuse varie généralement entre $0$ et $14$. On distingue trois cas : si $pH<7$, la solution est acide ; si $pH=7$, la solution est neutre ; si $pH>7$, la solution est basique. Cette échelle repose sur le produit ionique de l'eau, $K_e=[H_3{O}^{+}]\times [O{H}^{-}]=10^{-14}$ à 25 °C, valable dans toute solution aqueuse diluée.

Espèce prédominante dans une solution

Dans toute solution aqueuse, les ions $H_3{O}^{+}$ et $O{H}^{-}$ sont simultanément présents. La comparaison de leurs concentrations indique l'espèce prédominante : en milieu acide, $[H_3{O}^{+}]>[O{H}^{-}]$, les ions oxonium sont majoritaires ; en milieu basique, $[O{H}^{-}]>[H_3{O}^{+}]$, les ions hydroxyde sont majoritaires ; en milieu neutre, $[H_3{O}^{+}]=[O{H}^{-}]=10^{-7}$ mol/L. La simple lecture du pH permet donc de prévoir, sans calcul complexe, le comportement acido-basique d'une solution.

Effet de la dilution sur le pH

Diluer une solution acide (ou basique) revient à ajouter de l'eau, ce qui diminue la concentration en ions $H_3{O}^{+}$ (ou $O{H}^{-}$). Pour une solution acide diluée d'un facteur $10$, le pH augmente d'environ une unité et se rapproche de $7$ ; pour une solution basique diluée d'un facteur $10$, le pH diminue d'environ une unité et se rapproche également de $7$. Le pH d'une solution aqueuse ne peut jamais franchir les bornes imposées par l'autoprotolyse de l'eau, même en cas de très forte dilution.