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Acides et bases d’Arrhenius

Définition d’Arrhenius des acides, des bases et des réactions acido-basiques

Points clés

Un acide selon Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration des ions $H^{+}$ ‍ en solution aqueuse.
Une base selon Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration des ions ${OH}^{-}$ ‍ en solution aqueuse.
En solution aqueuse, les ions $H^{+}$ ‍ réagissent immédiatement avec les molécules d'eau pour former les ions hydronium, $H_{3} O^{+}$ ‍.
Dans une réaction acido-basique ou réaction de neutralisation, un acide et une base d'Arrhenius réagissent habituellement pour former de l'eau et un sel.

Introduction

Du vinaigre de cuisine au savon pour la douche, les acides et les bases sont partout ! Mais que veut-on dire quand on dit qu'une substance est acide ou basique ? Pour répondre à cette question, on va étudier quelques unes des théories qui décrivent les acides et les bases. Dans cet article, on étudie la théorie d'Arrhenius.

Acides d'Arrhenius

La théorie d’Arrhenius des acides et des bases a été initialement proposée par le chimiste suédois Svante Arrhenius en 1884. Il a proposé de classer certains composés comme acides ou bases selon le type d’ions formés lorsque le composé est ajouté à l’eau.

Un acide d’Arrhenius est toute espèce qui augmente la concentration des ions

H^{+}

— ou protons — en solution aqueuse. Par exemple, regardons de plus près la réaction de dissociation du chlorure d'hydrogène,

HCl

, dans l’eau :

H Cl (a q) \to H^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q)

Lorsqu'on prépare une solution aqueuse d’acide chlorhydrique,

H Cl

se dissocie en ions

H^{+}

{Cl}^{-}

. Puisque cela se traduit par une augmentation de la concentration en ions

H^{+}

en solution, l’acide chlorhydrique est un acide d’Arrhenius.

Ions hydrogène (protons) ou ions hydronium ?

Lorsqu'on prépare une solution aqueuse à 2 mol/L d’acide bromhydrique,

HBr

, qui est un acide d’Arrhenius, a-t-on

2 m o l / L

H^{+}

en solution ?

En fait, non. Dans la pratique, les protons chargés positivement réagissent avec les molécules d’eau environnantes pour donner des ions hydronium,

H_{3} O^{+}

. L'équation bilan de la réaction est la suivante :

H^{+} (a q) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q)

Même si on écrit souvent les réactions de dissociation d'acides en montrant la formation de

H^{+} (a q)

, il n’y a aucun ion

H^{+}

libre en solution aqueuse. Au lieu de cela, il y a principalement des ions

H_{3} O^{+}

, qui se forment immédiatement dès qu'un acide se dissocie dans l’eau. L’image suivante illustre la formation des ions hydronium à partir de l’eau et des ions hydrogène à l’aide des modèles moléculaires :

Dans la pratique, la plupart des chimistes parlent indifféremment de la concentration en

H^{+}

ou de la concentration en

H_{3} O^{+}

. Quand on veut être plus précis — et moins paresseux ! — on écrit la dissociation de l’acide bromhydrique en montrant explicitement la formation des ions hydronium et non celle des protons :

\begin{aligned} HBr (a q) + H_{2} O (l) & \to H_{3} O^{+} (a q) + {Br}^{-} (a q) Écriture plus juste \\ vs \\ HBr (a q) & \to H^{+} (a q) + {Br}^{-} (a q) Écriture plus rapide ! \end{aligned}

En général, les deux façons d'écrire sont acceptables pour montrer la dissociation d’un acide d’Arrhenius.

Bases d'Arrhenius

Une base d’Arrhénius est définie comme toute espèce qui augmente la concentration en ions hydroxyde,

{OH}^{-}

, en solution aqueuse. Un exemple de base d’Arrhenius est l’hydroxyde de sodium très soluble,

NaOH

. L'hydroxyde de sodium se dissocie dans l’eau comme suit :

Na OH (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Dans l'eau, l'hydroxyde de sodium se dissocie entièrement pour former des ions

{OH}^{-}

{Na}^{+}

, entraînant une augmentation de la concentration des ions hydroxyde. Donc,

NaOH

est une base d'Arrhenius. Les bases d'Arrhenius courantes incluent les hydroxydes de cations issus des deux premières colonnes de la classification périodique comme par exemple

LiOH

{Ba(OH)}_{2}

Même des composés insolubles comme

{Ca(OH)}_{2}

sont souvent classés comme bases d'Arrhenius parce qu'une infime partie peut tout de même se dissoudre dans l'eau, et la fraction qui est en solution se dissocie pour donner des ions

{OH}^{-}

Une autre manière de concevoir cela, serait de dire que la solubilité totale n'est pas nécessaire pour qu'un composé soit une base d'Arrhenius ! Tant qu'une partie de ce composé se dissout et augmente la concentration en ions

{OH}^{-}

, on peut le classer parmi les bases d'Arrhenius.

Certains manuels et certains enseignants ne classent pas les bases qui ne comportent pas d'hydroxyde parmi les bases d'Arrhenius. Leur définition des bases d'Arrhenius est plus restrictive : c'est une substance qui non seulement accroît la concentration en ions

{OH}^{-}

en solution aqueuse, mais en plus qui contient au moins une unité de

{OH}^{-}

dans la formule chimique. Même si cela ne change pas la classification des hydroxydes de cations des deux premières colonnes de la classification périodique des éléments, cela peut devenir un peu troublant avec des composés comme la méthylamine,

{CH}_{3} {NH}_{2}

Lorsque la méthylamine est ajoutée à l’eau, la réaction suivante se produit :

{CH}_{3} {NH}_{2} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {CH}_{3} {NH}_{3}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Selon la première définition, la méthylamine serait une base d'Arrhenius puisque la concentration en ions

{OH}^{-}

augmente dans la solution. Selon la seconde définition, cependant, elle n'est pas considérée comme une base d'Arrhenius puisque la formule chimique ne contient pas d'hydroxyde.

Réactions acido-basiques : Acide d'Arrhenius + base d'Arrhenius = eau + sel

Lorsqu’un acide d’Arrhenius réagit avec une base d’Arrhénius, les produits sont généralement de l'eau et un sel. Ces réactions sont parfois appelées réactions de neutralisation. Par exemple, que se passe-t-il lorsqu'on mélange une solution aqueuse d’hydroxyde de lithium,

LiOH

, et une solution aqueuse d’acide fluorhydrique,

HF

Si on considère séparément la solution d’acide et la solution de base, on sait que :

Un acide d'Arrhenius augmente la concentration en ions $H^{+} (a q)$ ‍ :

H F (a q) ⇌ H^{+} (a q) + F^{-} (a q)

Une base d'Arrhenius augmente la concentration en ions ${OH}^{-} (a q)$ ‍ :

Li OH (a q) \to {Li}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Quand l'acide et la base sont mélangés en solution,

H_{2} O

est produit par la réaction entre les ions hydrogène et les ions hydroxyde, tandis que les autres ions forment le sel

LiF (a q)

\begin{aligned} H^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q) & \to H_{2} O (l) & Formation d’eau \\ {Li}^{+} (a q) + F^{-} (a q) & \to LiF (a q) & Formation de sel \end{aligned}

En ajoutant les équations bilans de la formation d'eau et de la formation de sel, on obtient la réaction de neutralisation entre l'acide fluorhydrique et l'hydroxyde de lithium :

H F (a q) + Li OH (a q) \to H_{2} O (l) + LiF (a q)

Limites de la définition d’Arrhenius

La théorie d’Arrhenius est limitée car elle ne décrit que la chimie des acides et des bases en solution aqueuse. Cependant, des réactions semblables peuvent également se produire dans des solvants non aqueux, ainsi qu’entre des molécules en phase gazeuse. En conséquence, les chimistes modernes préfèrent généralement la théorie de Brønsted-Lowry, qui est applicable à un plus large éventail de réactions chimiques. La théorie de Brønsted-Lowry des acides et des bases sera discutée dans un article séparé !

À retenir

Un acide d'Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration en ions $H^{+}$ ‍ en solution aqueuse.
Une base d'Arrhenius est une espèce qui augmente la concentration en ions ${OH}^{-}$ ‍ en solution aqueuse.
En solution aqueuse, les ions $H^{+}$ ‍ réagissent immédiatement avec les molécules d'eau pour former les ions hydroniums, $H_{3} O^{+}$ ‍.
Dans une réaction acido-basique ou réaction de neutralisation, un acide et une base d'Arrhenius réagissent pour former, en général, de l'eau et un sel.

Sources

Cet article a été adapté à partir de l’article suivant :

“Acid/Base Basics” from UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0

L'article modifié est distribué sous licence CC-BY-NC-SA 4.0.

Autres références

Zumdahl, S. S., and S. A. Zumdahl. "Atomic Structure and Periodicity." In Chemistry, 290-94. 6th ed. Boston, MA: Hougton Mifflin Company, 2003.

Kotz, J. C., P. M. Treichel, J. R. Townsend, and D. A. Treichel. "Acids and Bases: The Arrhenius Definition." In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition, 116. 9th ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015.

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Cours : Chimie > Chapitre 10