Le modèle de Brønsted-Lowry
En 1923, Johannes Brønsted et Thomas Lowry proposent une définition élargie des acides et des bases, fondée sur le transfert de proton H⁺ (ion hydrogène). Cette vision dépasse le modèle d'Arrhenius limité aux solutions aqueuses.
Acide de Brønsted : toute espèce capable de donner un proton H⁺. Base de Brønsted : toute espèce capable d'accepter un proton H⁺.
Exemple : l'acide chlorhydrique HCl donne un proton à l'eau : HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Ici, HCl est l'acide et H₂O est la base. Après la réaction, H₃O⁺ (ion oxonium) peut à son tour céder un proton : c'est la base conjuguée de H₃O⁺, soit H₂O.
Couples acide-base conjugués
Un couple acide/base conjugué est noté AH/A⁻ (ou AH⁺/A). Les deux espèces ne diffèrent que d'un proton :
- Couple HCl / Cl⁻ : l'acide HCl cède H⁺, la base conjuguée Cl⁻ peut le reprendre.
- Couple CH₃COOH / CH₃COO⁻ : acide acétique et ion acétate.
- Couple H₃O⁺ / H₂O : l'ion oxonium est l'acide conjugué de l'eau.
- Couple H₂O / HO⁻ : l'eau est aussi l'acide conjugué de l'ion hydroxyde.
L'eau est dite amphotère (ou ampholyte) : elle peut agir comme acide ou comme base selon son partenaire réactionnel.
Autoprotolyse de l'eau
L'eau réagit avec elle-même selon un équilibre appelé autoprotolyse : H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HO⁻
La constante de cet équilibre à 25 °C est le produit ionique de l'eau : Ke = [H₃O⁺] · [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴
En prenant le logarithme : pKe = 14 à 25 °C.
Dans l'eau pure : [H₃O⁺] = [HO⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹ — le milieu est neutre.
Constante d'acidité Ka et force des acides
Pour un acide AH en solution aqueuse : AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺
La constante d'acidité est : Ka = [A⁻] · [H₃O⁺] / [AH]
On définit pKa = -log(Ka).
- Acide fort (HCl, HNO₃, H₂SO₄) : Ka → ∞, réaction totale, pKa très négatif. En solution, la forme acide AH n'existe plus.
- Acide faible (CH₃COOH, HF, NH₄⁺) : Ka faible, équilibre en faveur de AH, pKa entre 0 et 14.
Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort. Deux couples AH/A⁻ et BH⁺/B peuvent être comparés : l'acide du couple ayant le plus petit pKa cède son proton à la base de l'autre couple.
Forces relatives et réactions acide-base
La règle du gamma (γ) ou règle de prédominance : pour deux couples (pKa1 < pKa2), la réaction spontanée va de l'acide de pKa1 le plus faible vers la base de pKa2 le plus grand.
Exemple avec NH₃ / NH₄⁺ (pKa = 9,2) et H₂O / HO⁻ (pKa = 15,7) : NH₄⁺ + HO⁻ ⇌ NH₃ + H₂O
Cette réaction est favorisée car pKa(NH₄⁺/NH₃) < pKa(H₂O/HO⁻).
Espèces prédominantes — diagramme de prédominance
Pour un couple AH/A⁻ de pKa donné, la forme majoritaire dépend du pH : - pH < pKa : AH prédomine. - pH > pKa : A⁻ prédomine. - pH = pKa : [AH] = [A⁻].
Ces diagrammes permettent de prévoir la spéciation d'un acide en fonction du pH de la solution, ce qui est crucial en biochimie (pH du sang, tampons) et en chimie analytique.