Les théories des acides et des bases sont basées sur le concept donné par Antoine Lavoisier en 1776, qui avait une connaissance limitée des acides forts, y compris nitrique et sulfurique. Lavoisier a affirmé que l'acidité d'une substance dépendait de la quantité d'oxygène qu'elle contenait, car il ne connaissait pas les compositions réelles des halogénures d'hydrogène et d'autres acides forts.
Cette théorie a été considérée comme la véritable définition de l'acide pendant plusieurs décennies, même lorsque des scientifiques comme Berzelius et von Liebig ont apporté des modifications et proposé d'autres visions, mais ce n'est qu'Arrhenius que l'on a commencé à voir plus clairement comment les acides et les bases fonctionnaient.
Thomas Martin Lowry, l'un des théoriciens de l'acide et des bases
À la suite d'Arrhenius, les physicochimistes Brönsted et Lowry ont développé indépendamment leur propre théorie, jusqu'à ce que Lewis vienne en proposer une version améliorée et plus précise.
Cet ensemble de théories est utilisé à ce jour et serait celui qui a aidé à former la thermodynamique chimique moderne.
Théorie d'Arrhenius
La théorie d'Arrhenius est la première définition moderne des acides et des bases, et elle a été proposée par le physicochimiste du même nom en 1884. Elle déclare qu'une substance est identifiée comme acide lorsqu'elle forme des ions hydrogène en se dissolvant dans l'eau.
Autrement dit, l'acide augmente la concentration des ions H + dans les solutions aqueuses. Ceci peut être démontré avec un exemple de dissociation de l'acide chlorhydrique (HCl) dans l'eau:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Selon Arrhenius, les bases sont ces substances qui libèrent des ions hydroxyde lorsqu'elles se dissocient dans l'eau; c'est-à-dire qu'il augmente la concentration des ions OH - dans les solutions aqueuses. Un exemple de base d'Arrhenius est la dissolution d'hydroxyde de sodium dans l'eau:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
La théorie stipule également qu'en tant que tel, il n'y a pas d'ions H +, mais que cette nomenclature est utilisée pour désigner un ion hydronium (H 3 O +) et que cela a été appelé un ion hydrogène.
Les concepts d'alcalinité et d'acidité n'ont été expliqués que par les concentrations en ions hydroxyde et hydrogène, respectivement, et les autres types d'acide et de base (leurs versions faibles) n'ont pas été expliqués.
Théorie de Brönsted et Lowry
Johannes Nicolaus Bronsted
Cette théorie a été développée indépendamment par deux physico-chimiques en 1923, le premier au Danemark et le second en Angleterre. Ils avaient tous les deux la même vision: la théorie d'Arrhenius était limitée (puisqu'elle dépendait complètement de l'existence d'une solution aqueuse) et ne définissait pas correctement ce qu'étaient un acide et une base.
Pour cette raison, les chimistes ont travaillé autour de l'ion hydrogène et ont fait leur déclaration: les acides sont les substances qui libèrent ou donnent des protons, tandis que les bases sont celles qui acceptent ces protons.
Ils ont utilisé un exemple pour démontrer leur théorie, qui impliquait une réaction d'équilibre. Il a affirmé que chaque acide avait sa base conjuguée et que chaque base avait également son acide conjugué, comme ceci:
HA + B ↔ A - + HB +
Comme, par exemple, dans la réaction:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
Dans la réaction précédente, l'acide acétique (CH 3 COOH) est un acide car il donne un proton à l'eau (H 2 O), devenant ainsi sa base conjuguée, l'ion acétate (CH 3 COO -). À son tour, l'eau est une base car elle accepte un proton de l'acide acétique et devient son acide conjugué, l'ion hydronium (H 3 O +).
Cette réaction inverse est également une réaction acide-base, car l'acide conjugué devient acide et la base conjuguée devient base, par le don et l'acceptation de protons de la même manière.
L'avantage de cette théorie par rapport à Arrhenius est qu'elle ne nécessite pas de dissociation d'un acide pour tenir compte des acides et des bases.
Théorie de Lewis
Le physicochimiste Gilbert Lewis a commencé à étudier une nouvelle définition des acides et des bases en 1923, la même année que Brönsted et Lowry ont proposé leur propre théorie sur ces substances.
Cette proposition, qui a été publiée en 1938, avait l'avantage que l'exigence d'hydrogène (ou proton) a été supprimée de la définition.
Il avait lui-même dit, à propos de la théorie de ses prédécesseurs, que «restreindre la définition des acides aux substances contenant de l'hydrogène était aussi limitatif que restreindre les agents oxydants à ceux contenant de l'oxygène».
De manière générale, cette théorie définit les bases comme les substances qui peuvent donner une paire d'électrons, et les acides comme celles qui peuvent recevoir cette paire.
Plus précisément, il déclare qu'une base de Lewis est celle qui a une paire d'électrons, qui n'est pas liée à son noyau et peut être donnée, et que l'acide de Lewis est celui qui peut accepter une paire d'électrons libres. Cependant, la définition des acides de Lewis est vague et dépend d'autres caractéristiques.
Un exemple est la réaction entre le triméthylborane (Me 3 B) - qui agit comme un acide de Lewis car il a la capacité d'accepter une paire d'électrons - et l'ammoniac (NH 3), qui peut donner sa paire d'électrons libres.
Moi 3 B +: NH 3 → Moi 3 B: NH 3
Un grand avantage de la théorie de Lewis est la façon dont elle complète le modèle des réactions redox: la théorie suggère que les acides réagissent avec les bases pour partager une paire d'électrons, sans changer les nombres d'oxydation de l'un de leurs les atomes.
Un autre avantage de cette théorie est qu'elle permet d'expliquer le comportement de molécules telles que le trifluorure de bore (BF 3) et le tétrafluorure de silicium (SiF 4), qui n'ont pas la présence d'ions H + ou OH -, comme l'exige le théories précédentes.
Références
- Britannica, E. d. (sf). Encyclopédie Britannica. Récupéré de britannica.com
- Brønsted - acide Lowry - théorie des bases. (sf). Wikipédia. Récupéré de en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Théories des acides et des bases. Récupéré de chemguide.co.uk