Comment la théorie acide-base de Brønsted et Lowry est-elle définie ?

Une substance capable de donner un proton est un acide, tandis que celle qui reçoit ce proton est une base. Cette définition très générale des acides et des bases a été apportée par les chimistes J.N. Brønsted et T.M. Lowry en 1923, basé sur le concept de transfert de H⁺ dans une réaction acide-base.

Protons définis par Arrhenius H⁺ en tant qu'espèces isolées, bien que l'on sache aujourd'hui qu'en solution, ils ont une forte attraction avec les molécules d'eau et forment des ions hydronium (\({H_3}{O^ + }\)). Sur la base de ces deux concepts, nous explorons une réaction acide-base connue :

\(H{C_2}{H_3}{O_2}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow {C_2}{H_3}{O_2 }{^ –{\left( {ac} \right)}} + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

Dans ce cas, l'acide acétique est celui qui donne un hydrogène acide tandis que l'eau agit comme une base, prenant le proton donné. A leur tour, deux nouvelles espèces ioniques se forment, qui sont les acides et les bases conjuguées des acides et des bases dont ils sont issus. Dans ce cas, l'espèce \({C_2}{H_3}{O_2}^ - \) est la base conjuguée de l'acide acétique tandis que \({H_3}{O^ + }\) est l'acide conjugué de l'eau. Par conséquent, la paire acide-base conjuguée ne diffère qu'en présence d'un hydrogène acide et, de plus, la prémisse selon laquelle chaque acide a sa base conjuguée et vice versa est remplie.

Passons maintenant en revue la réaction suivante :

\(N{H_3}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftarrow N{H_4}{^ + {\left( {ac } \right)}} + \;O{H^ – }_{\left( {ac} \right)}\)

Dans ce cas, nous avons un couple acide-base conjugué qui est respectivement l'eau et l'ion hydroxyle, et une base, l'ammoniac, avec son couple conjugué, l'espèce de caractère acide \(N{H_4}^ + \).

Maintenant, vous vous demandez peut-être, comment se fait-il que l'eau agisse à la fois comme un acide et une base? Cette capacité est connue sous le nom d'amphotère. C'est-à-dire qu'une substance qui peut agir dans les deux sens selon la personne à qui elle est associée est une substance amphotère.

Tout comme nous définissons les paires conjuguées, elles ont une caractéristique particulière: plus la force acide de la paire est élevée, plus la force basique est faible. aura sa base conjuguée, et c'est analogue au cas des bases, plus la force de basicité de la base est grande, plus sa paire conjuguée diminuera la force de la acide. Ils se demanderont de quelle force parlons-nous ?

Eh bien, lorsqu'un acide est fort, nous parlons d'une espèce capable de donner complètement de l'hydrogène acide, de transférer tous ses protons dans l'eau et de se dissocier complètement. Dans le cas contraire, les acides faibles sont partiellement ionisés en solution aqueuse, cela implique qu'une partie de l'acide se retrouvera sous forme d'espèces dissociées et qu'une partie conservera sa structure. Regardons les exemples typiques suivants :

\(HC{l_{\left( g \right)}} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \to C{l^ – }_{\left( {ac} \right) } + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

C'est un acide fort, car il se dissocie complètement, et se produit de la même manière avec l'hydroxyde de sodium, qui est une base forte :

\(NaO{H_{\left( s \right)}} \to N{a^ + }_{\left( {ac} \right)} + \;O{H^ – }_{\left( { ac} \right)}\)

Si on explore la réaction de l'acide acétique en solution aqueuse, on constate qu'il existe un équilibre entre les espèces, puisque la dissociation n'est pas complet et, par conséquent, il existe une constante d'acidité thermodynamique qui régit le processus, qui s'exprime en fonction des activités du espèces; cependant, dans les solutions diluées, il peut être estimé par les concentrations molaires :

\(Ka = \frac{{\left[ {{C_2}{H_3}{O_2}^ – } \right]\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]}}{{\left[ {H{C_2}{H_3}{O_2}} \right]}}\)

Alors que pour le cas des bases faibles on peut décrire le degré auquel ladite base s'ionise si l'on parle de sa constante thermodynamique de basicité, tel est le cas de l'ammoniac :

\(Kb = \frac{{\left[ {N{H_4}^ + } \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{\left[ {N{H_3}} \ droite]}}\)

Ces constantes sont tabulées à des températures de référence tandis qu'il existe également une bibliographie qui indique le niveau d'acidité ou de basicité de certains composés.

Enfin, nous ferons référence à l'autoionisation de l'eau, comme nous l'avons déjà vu, l'eau possède à la fois une base et un acide conjugué, pouvant décrire ce phénomène dans sa réaction d'ionisation :

\(2{H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow \) \(O{H^ – }_{\left( {ac} \right)} + {H_3}{O^ + }_{\gauche( {ac} \droite)}\)

Nous pourrions définir ce processus comme nous l'avons fait précédemment à travers la constante impliquée, qui serait :

\(Kc = \frac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{{\left[ {{H_2 }O} \right]}^2}}}\)

En recourant à un arrangement mathématique, nous pourrions exprimer le produit ionique de l'eau comme la constante suivante :

\(Kw = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]\)

Dont la valeur à 25ºC est constante et vaut: 1×10-14, ce qui implique que, si la solution est neutre, c'est-à-dire égale quantité d'acide que de base, chacune des concentrations des espèces ioniques sera de: 1×10-7 mol/L.