Université · Sciences Exactes · Chimie Générale
La dualité acide-base structure toute la chimie aqueuse et la biologie. Des théories de Arrhenius à Brønsted-Lowry jusqu'à Lewis, notre compréhension s'est progressivement élargie pour englober des réactions sans eau, des solvants non-aqueux et les grands équilibres biologiques.
Acide : libère H⁺ en solution aqueuse. Base : libère OH⁻. Limite : ne s'applique qu'à l'eau. Réaction : H⁺ + OH⁻ → H₂O. Explication de la conductivité ionique (Nobel 1903).
Acide : donneur de proton H⁺. Base : accepteur de proton. Couple acide/base conjuguée (HA/A⁻). S'applique à tous les solvants protiques. Base des équilibres Ka/Kb et pKa modernes.
Acide de Lewis : accepteur de doublet d'électrons. Base de Lewis : donneur de doublet. Plus général — englobe les réactions sans proton (BF₃ + NH₃, complexes de métaux de transition, catalyse acido-basique en organique).
Extension ultime de Lewis : tout transfert d'électrons ou d'ions (pas seulement H⁺). Inclut les réactions oxydo-réductrices dans la définition. Peu utilisé en pratique mais fondamental en chimie théorique.
La constante d'acidité Ka (ou constante de dissociation acide) mesure le degré d'ionisation d'un acide faible : Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]. Plus Ka est grand (pKa petit), plus l'acide est fort. La relation fondamentale entre couples conjugués est pKa + pKb = pKe = 14 (à 25°C) :
| Acide (HA) | Base conjuguée (A⁻) | Ka | pKa |
|---|---|---|---|
| HClO₄ (acide perchlorique) | ClO₄⁻ | ~10¹⁰ | ~−10 |
| HCl (acide chlorhydrique) | Cl⁻ | ~10⁷ | ~−7 |
| H₃O⁺ (ion hydronium) | H₂O | — | −1,74 |
| H₂SO₄ (sulfurique, 1ᵉʳ H) | HSO₄⁻ | ~10³ | ~−3 |
| HF (acide fluorhydrique) | F⁻ | 6,8×10⁻⁴ | 3,17 |
| CH₃COOH (acétique) | CH₃COO⁻ | 1,8×10⁻⁵ | 4,74 |
| H₂CO₃ (carbonique, 1ᵉʳ H) | HCO₃⁻ | 4,5×10⁻⁷ | 6,35 |
| H₂S | HS⁻ | 1,0×10⁻⁷ | 7,00 |
| NH₄⁺ (ammonium) | NH₃ | 5,6×10⁻¹⁰ | 9,25 |
| HCO₃⁻ (bicarbonate, 2ᵉ H) | CO₃²⁻ | 4,7×10⁻¹¹ | 10,33 |
| H₂O (eau, comme acide) | OH⁻ | 10⁻¹⁴ | 14,00 |
Un titrage acido-basique (ou acidimétrie/alcalimétrie) est une méthode de dosage qui consiste à neutraliser complètement l'analyte (acide ou base) par ajout contrôlé d'un réactif titrant (base ou acide) de concentration connue. L'équivalence est atteinte quand les quantités de matière d'acide et de base sont stœchiométriquement égales (nH⁺ = nOH⁻). Elle est détectée par indicateur coloré, pH-mètre ou conductimètre.
Applications industrielles et biologiques : contrôle qualité des aliments (taux d'acidité des vins, vinaigres, huiles — norme ISO), dosage des médicaments (aspirine, vitamine C), analyse des eaux (titre alcalimétrique, titre alcalimétrique complet), fabrication des engrais (neutralisation H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄), papier (contrôle pH pâte), industries du cuir, textile, galvanoplastie.