Selon Brönsted, un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs ions hydrogène \text{H}^+. Une base, quant à elle, est une espèce capable de capter un ou plusieurs ion(s) hydrogène.

Exemples :
Le sulfure de dihydrogène \text{H}_2\text{S} (

doc. 1

) est un acide car il peut libérer un ion hydrogène selon la réaction d'équation :

L'ammoniac \text{NH}_3 est une base car elle peut capter un proton :
Une espèce amphotère est une espèce possédant à la fois des propriétés acides et basiques.

Exemple :
\text{H}_2\text{O} est un acide car \text{H}_2\text{O}\text{(l)} \rightleftarrows \text{HO}^-\text{(aq)} + \text{H}^+, mais aussi une base car \text{H}_2\text{O}\text{(l)} + \text{H}^+ \rightleftarrows \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} donc \text{H}_2\text{O} est une espèce amphotère.

Un acide et une base sont dits « conjugués » s'ils sont reliés par une équation de la forme :

\text{AH}\text{(aq)} \rightleftarrows \text{A}^-\text{(aq)} + \text{H}^+

Un acide conjugué et une base conjuguée forment un couple acide-base. Le couple est noté : \text{AH}\text{(aq)}/\text{A}^-\text{(aq)}.

Exemples de couples :
\text{H}_2\text{S}\text{(g)/HS}^-\text{(aq)}, \text{H}_2\text{O(l)/HO}^-\text{(aq)} et \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)/H}_2\text{O(l)}.

Une réaction acide-base est un échange de protons entre une espèce acide d'un couple et une espèce basique d'un autre couple.
La réaction acide-base met donc en jeu deux couples acide-base.

Exemple de la réaction limitée entre l'eau \text{H}_2\text{O} et l'ammoniac \text{NH}_3 :
\text{H}_2\text{O(l)/HO}^-\text{(aq) : H}_2\text{O (l)} \rightleftarrows \text{HO}^- \text{(aq) }+ \text{H}^+
\text{NH}^+_4 \text{(aq) /NH}_3\text{(aq) : NH}_3 \text{(aq)} + \text{H}^+ \rightleftarrows \text{NH}^+_4 \text{(aq)}

La réaction acide-base a pour équation :

Les sources chaudes d'origine volcanique sont acidifiées par les émanations soufrées.

Attention à ne pas confondre les acides et les bases avec les oxydants et réducteurs qui mettent en jeu des échanges d'électrons.

Un couple acide‑base s'écrit toujours sous la forme : \text{AH/A}^- avec \text{AH} l'acide et \text{A}^- la base.

Roches calcaires creusées par le passage des eaux acides.

Pour libérer un ion \text{H}^+, la liaison entre un atome d'hydrogène et le reste de la molécule doit être fortement polarisée et l'atome d'hydrogène doit porter une charge partielle positive.
Plus la liaison \text{R} - \text{H} est polarisée, plus l'atome d'hydrogène peut être facilement libéré et capté par une base.

Exemples de liaisons polarisées :
\text{H} - \text{O} \:; \text{H} - \text{N} \:; \text{H} - \text{Cl} \:; \text{H} - \text{Br} \:; \text{H} - \text{I}

Les acides carboxyliques sont des molécules organiques possédant un groupe carboxyle.

Le groupe carboxyle possède un atome d'hydrogène mobile qui lui confère un caractère acide.

La demi-équation acide-base est :

\text{R} - \text{COOH(aq)} \rightleftarrows \text{R}-\text{COO}^-\text{(aq)} + \text{H}^+

où \text{R} - \text{COO}^-\text{(aq)} (ion carboxylate) est la base conjuguée de \text{R} - \text{COOH(aq)} (acide carboxylique).

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Exemple :
\text{CH}_3\text{COOH(aq)}/\text{CH}_3\text{COO}^-\text{(aq)} : acide éthanoïque/ion éthanoate

Une amine est un composé organique dérivé de l'ammoniac dont au moins un atome d'hydrogène a été remplacé par un groupe carboné.

Exemple : la méthylamine
La liaison \text{N} - \text{H} est polarisée : les amines peuvent donc être acides. Or, cet aspect acide est peu prononcé. En revanche, l'atome d'azote électronégatif possède un doublet non liant susceptible de capter un ion \text{H}^+ pour former un ion ammonium.


Les amines sont donc surtout des bases.

Exemple :
Ion méthylammonium/méthylamine

Les zones les plus grises représentent les régions de l'espace où les électrons de la liason covalente ont la plus grande probabilité de se trouver.

Un atome d'hydrogène lié à un atome de carbone n'a pas de caractère acide car la liaison \text{C} - \text{H} est très faiblement polarisée.

L'acide méthanoïque \text{HCOOH}, dit acide formique, est produit par les fourmis. Sa base conjuguée est l'ion méthanoate \text{HCOO}^-. Le second atome d'hydrogène, lié à l'atome de carbone, n'est pas susceptible d'être libéré.

Classe des amines :

Dans une formule, \text{R} représente une chaîne carbonée quelconque qui prolonge la molécule.

En solution aqueuse, le \text{pH} est défini à partir de la relation suivante :

\text{pH}=-\log \left(\dfrac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]}{c^{\circ}}\right)

[\text{H}_3\text{O}^+] : concentration en ion oxonium (mol·L^-1)
c° : concentration standard égale à c° = 1 mol·L^-1

Réciproquement, on a donc toujours :

[\text{H}_3\text{O}^+] = c°· 10^{-\text{pH}}
Plus la concentration en ion oxonium est élevée, et plus le \text{pH} est faible.

Lors d'une dilution, on note F le facteur de dilution correspondant au rapport entre les concentrations de la solution mère c_\text{mère} et de la solution fille c_\text{fille}, exprimées en (mol·L^-1) :


Pour une solution d'acide fort, en considérant les concentrations en ion oxonium \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) et une dilution raisonnable, on a :

\text{pH}_{\text{fille}} = -\log \left(\frac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{fille}}}{c^{\circ}}\right)
\mathrm{pH}_{\mathrm{fille}}=-\log \left(\frac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{mère}}}{F \cdot c^{\circ}}\right)
\mathrm{pH}_{\mathrm{fille}}=\log (F)-\log \left(\frac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]_{\mathrm{mère}}}{c^{\circ}}\right)
\mathrm{pH}_{\mathrm{fille}}=\log (F)+\mathrm{pH}_{\mathrm{mère}}

Exemple :
Si F = 10, alors :
\text{pH}_{\text{fille}} = \text{log}(F) + \text{pH}_{\text{mère}}
\text{pH}_{\text{fille}} = 1 + \text{pH}_{\text{mère}}

La réaction entre un acide et une base est exothermique : elle dégage de la chaleur (

doc. 6

). Pour éviter les projections corrosives lors d'une dilution, il est préférable de verser d'abord le solvant puis l'acide (ou la base) concentré(e).

➜ Fiche méthode 12, p. 590

Le \text{pH} de ce soda est égal à 2,6. On en conclut que :
[\text{H}_3\text{O}^+] = c° \cdot 10^{-\text{pH}}
AN : [\text{H}_3\text{O}^+] = 1 \times 10^{-2{,}6}
[\text{H}_3\text{O}^+] = 2{,}5 \times 10^{-3} mol·L^-1

« log » représente la fonction logarithme décimal. Sur la calculatrice, ne pas la confondre avec le logarithme népérien « ln ».

Les ions \text{H}^+ n'existent pas seuls en solution aqueuse. Ils s'associent avec \text{H}_2\text{O(l)} au cours d'une réaction pour former \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} selon la demi-équation :

La photographie montre un mélange d'une solution basique d'hydroxyde de sodium et d'acide chlorhydrique. La réaction entre les ions \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} et \text{HO}^-\text{(aq)} qui s'y produit est exothermique, c'est-à-dire qu'elle libère de l'énergie.

Retrouvez une explication du \text{pH} en vidéo :