Acide

Acide acétique à l'état solide.

Unacideest uncomposé chimiqueminéralouorganiqueaccepteur, au sens large, dedoublets électroniques.Il est généralement défini par des réactions-types dans différentssolvants,en particulier en libérant l'ion hydroniumdans l'eau.

Les acides réagissent souvent en dégageant de l'énergie avec d'autres composés chimiques appelésbases(lesalcalisdes Anciens), qui, elles, donnent des doublets électroniques et ont le pouvoir de générer, en tout ou partie, l'ion hydroxyledans l'eau. Lesacides forts,dans un milieu solvant donné, initient des réactions complètes et rapides, transformant le solvant en sa forme la plus acide; lesacides faiblescontribuent à desréactions équilibrées.L'existence de plusieurs fonctionnalités acides au sein d'un même composé chimique caractérise lespolyacides.

Dans le cadre de la théorie de Brønsted-Lewis, lepHd'unesolutionobtenue endissolvantun acide dans l'eau est inférieur à sept.

Les acides sont connus depuis l'Antiquité pour leur pouvoir de dissolution desmétaux,ainsi que, de manière plus floue avantLavoisier,le pouvoir de neutraliser les solutions alcalines. Le chimiste britanniqueBoyleles identifiait auXVII^esiècle par leur capacité à rougir la teinture de tournesol, mais aussi par leur surprenant pouvoir de précipiter lesoufrede ses solutions alcalines.

Histoire de la notion d'acide

La première définition d'acide est apparemment d'origineorganoleptique,comme en témoigne le monde gréco-romain avec l'adjectif latinăcǐdus,signifiant « aigre, piquant, et donc acide » et déjà au sens figuré, « acide, désagréable ».

Antiquité

L'Antiquité utilise la notion d'acide, en particulier chez les Romains qui utilisent le motacetumpour parler du vin acide ouaceti vinum(analogue au vinaigre), d'où le termeacétique.Les alchimistes indiens connaissaient aussi cette notion qui est présente dès leXII^esiècleav. J.-C.dans un traité d'alchimie, leRasārṇava,ouTraité des préparations métalliques.Chez les Grecs, l'acidité est attribuée à des atomes pointus. Ce point de vue perdurera jusqu'auXVIII^esiècle.

Moyen Âge

Les alchimistes de l'époque médiévaleont aussi contribué à comprendre cette notion, en particulier, en produisant des acides. L'alchimisteperse (ou arabe selon les sources)Jabir Ibn Hayyansavait synthétiser l'acide sulfuriqueet l'utiliser pour préparer de l'acide chlorhydrique.De nombreux traités d'alchimie expliquent comment distiller l'acide acétique à partir du vinaigre ou l'acide nitrique à partir dusalpêtre.Voir par exemple, le traitéDe secretis Naturaeattribué au philosophe et alchimiste catalanRaymond Lulle,ou en catalan Ramon Llull.

Époque moderne

L'époque modernequi, du point de vue de la chimie, s'achève avec Lavoisier, a aussi connu de nombreux progrès sur la notion d'acidité. Les synthèses de plusieurs acides minéraux sont mises au point ou améliorées. Dans le traitéLetztes Testamentattribué àBasile Valentin,les synthèses de l'acide sulfurique et de l'acide chlorhydrique sont décrites. Le chimisteJohann Rudolf Glauber(1604-1670), précurseur de la chimie contemporaine a amélioré la synthèse de nombreux acides donc celle de l'acide chlorhydrique.Du point de vue théorique,Nicolas Lémery(1645-1715) explique toujours l'acidité des corps par le fait qu'ils contiennent des particules pointues qui piquent la langue.Le physicien et chimisteRobert Boyledonne en 1675 quelques propriétés générales des acides et des bases, telles que le goût aigre aux aliments, leur action commesolvants,et de nombreuses propriétés chimiques.À la fin de cette période, le chimiste anglaisJoseph Blackdécouvre les propriétés acides dudioxyde de carbone,(l'acide aérien) et sa réaction avec de nombreuses bases comme lamagnésieMgO.

Époque contemporaine

La première théorie de l'acidité est due àLavoisierqui définit un acide comme un composé contenant de l'oxygène.

« On a vu que l’air de l'atmosphère était principalement composé de deux fluides aériformes ou gaz, l'un respirable, susceptible d'entretenir la vie des animaux, dans lequel les métaux se calcinent et les corps combustibles peuvent brûler; l'autre, qui a des propriétés absolument opposées, que les animaux ne peuvent respirer, qui ne peut entretenir la combustion, etc. Nous avons donné à la base de la portion respirable de l'air le nom d'oxygène, en le dérivant de deux mots grecs όξύς, acide, γείνομαι, j'engendre, parce qu'en effetune des propriétés les plus générales de cette base est de former des acides en se combinant avec la plupart des substances.»

— Lavoisier,Traité élémentaire de chimie, 1864 (1789).

Ce qu'écrit Lavoisier est correct tant que « la plupart des substances » sont des non-métaux comme N et P qui donnent par combustion les acides nitrique, phosphorique, etc., mais s'est rapidement révélé incorrect avec les éléments comme le calcium et le magnésium, puisqu'ils donnent la chaux (CaO), la magnésie (MgO), qui sont des bases.

Carl Wilhelm Scheeledécouvre de nouveaux acides, ou de nouvelles préparations d'acides déjà connus: labaryte(BaO), l'acide fluorhydrique(à partir de CaF₂et de l'acide sulfurique), l'acide phosphorique(à partir d'os), les acides arsénique, molybdique, etc.

Humphry Davyprolongea la théorie de Lavoisier en précisant qu'une base est la combinaison d'un métal et de l'oxygène.

Peu après,Jöns Jacob Berzelius,considéré avec Lavoisier comme le fondateur de la chimie moderne, unifie les travaux sur les acides et les bases en proposant une théorie électrochimique qui définit un sel comme le résultat de l'action d'un acide et d'une base.

En 1838,Justus von Liebigreprend la théorie de Davy et de Dulong sur l'importance de l'hydrogène dans les acides. Pour Leibig, un acide est un corps qui peut remplacer un métal par un hydrogène H. Par exemple, AH est un acide s'il permet la réaction de déplacement de Na⁺CH₃COONa+ AH → CH₃COOH+ NaA

Acidité d'Arrhenius

L’acidité fut ensuite définie parSvante August Arrheniusà la fin duXIX^esiècle:un acide est un composé chimique pouvant céder desprotons(ions H⁺) ensolution aqueuseet une base un composé chimique pouvant libérer des ionshydroxyde(HO⁻) en solution aqueuse. Mais cette définition n’était pas assez générale et n’expliquait pas la basicité de certains composés chimiques ne libérant pas de HO⁻en solution aqueuse.

On peut aisément reconnaitre expérimentalement un acide au sens d'Arrhenius grâce à des tests depH.Une solution acide a un pH inférieur à 7, à25°C.Plus le pH est bas, plus l’acidité est forte. Pour mesurer le pH, on peut effectuer différents tests: papiers pH, indicateurs colorés, utilisation d’unpH-mètre,feuilles de chou rouge, etc.

Acide de Brønsted

Joannes Brønstedest le premier à avoir théorisé l'acidité avec la possibilité de faire un traitement quantitatif avec tous les acides. Selon lathéorie de Brønsted-Lowry,énoncée en 1923, un acide est une espèce qui peut libérer unproton,et une base toute espèce qui peut capter un proton.

Remarques:

• la notion dediacidene fait pas partie de la théorie de Brønsted (mais de celle d'Arrhenius), en effet, un acide de Brønsted est associé à un couple acide-base comme cela est expliqué ci-dessous, et dans un couple, un seul ion H⁺est échangé;
• les protons ne pouvant exister à l'état libre en solution, ils sont toujours associés soit à la forme acide d'un acide de Brønsted, soit au solvant;
• il est pertinent de distinguer « acide » et « forme acide ». L'acide est l'entité qui réagit avec une base, alors que la forme acide est l'entité associée à la forme basique dans un couple;
• le test de pH permettant de reconnaître un acide d'Arrhenius permet également de reconnaître un acide de Brønsted.

La définition de l'acide dans la théorie de Brønsted implique qu'il peut céder un proton pour donner sa forme basique et, réciproquement, qui peut être formé lorsque sa forme basique fixe un proton. La notion de couple acide-baseest donc intimement liée à la définition de Brønsted.

Réaction acide-base:

${\begin{aligned}{\underset {\text{acide 1}}{{\ce {AH}}}}+{\underset {\text{base 2}}{{\ce {B}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {\text{base conjuguée d'acide 1}}{{\ce {A-}}}}+{\underset {\text{acide conjugué de base 2}}{{\ce {BH+}}}}\end{aligned}}$

Équilibre de Brønsted:

${\begin{aligned}{\underset {\text{forme acide}}{{\ce {AH}}}}+{\underset {\text{solvant}}{{\ce {H2O}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {\text{forme basique}}{{\ce {A-}}}}+{\underset {\text{ion acide du solvant}}{{\ce {H3O+}}}}\end{aligned}}$

Les réactions qui ont lieu entre un acide et une base sont nommées « réactions acido-basiques », ou « réactions acide-base ».

Dans cette théorie, l'autoprotolysede l'eau s'interprète comme la réaction de l'acide eau (c'est-à-dire de la forme basique du coupleH₃O⁺/H₂O) avec la base eau (c'est-à-dire la forme acide du couple H₂O/HO⁻). L'eau est donc unampholyte.

L'avantage de cette théorie sur la théorie d'Arrheniusest double:

• la théorie justifie que certains produits comme l'ammoniacsoient considérés comme des bases;
• la théorie ne spécifie pas que le solvant est l'eau et peut donc traiter de réaction acido-basique en solvant non aqueux (voir ci-dessous).

Acide de Lewis

La définition deLewis(1923) est plus générale que celle de Brønsted. Par cette définition, un acide est un composé chimique qui peut, au cours d’une réaction, accepter une paire d’électrons (un doublet):

• un acide de Lewis est accepteur de doublet, ayant donc uneorbitalevide;
• une base de Lewis est un donneur de doublet, ayant un doublet libre (doublet non liant).

Notes:

• la reconnaissance d'un acide de Lewis n'est pas effectuée avec le test de pH décrit ci-dessous pour les acides d'Arrhenius. Pour autant, l'introduction d'un acide de Lewis (par exemple AlCl₃) dans l'eau pure conduit presque toujours à une diminution de son pH;
• le produit résultant de l'association d'un acide et d'une base de Lewis est un complexe;
• il est essentiel de considérer que ce sont des doublets électroniques qui sont mis en jeu et non des électrons. En effet, un corps capable de donner un électron n'est pas une base de Lewis mais un réducteur;
• la notion d'électrophilieest proche de celle d'acide de Lewis. La différence est une question de point de vue: l'acide de Lewis est un point de vue thermodynamique alors que l'électrophile est un point de vue cinétique. Ainsi, les acides de Lewis se comparent avec des constantes d'équilibre alors que les électrophiles se comparent avec des constantes de vitesse de réaction;
• les acides de Lewis pos sắc dent une lacune électronique dans leur structure;
• la plupart des cations métalliques sont des acides de Lewis;
• les acides de Brønsted sont souvent des acides de Lewis, la réciproque n'est pas vraie.

Acide hors solution

Les acides peuvent se présenter sous forme:

• solide:acide citrique,acide tartrique;
• liquide:acide sulfurique,acide nitrique,acide acétique;
• gazeuse: leshalogénures d'hydrogènequi, dissous dans l’eau, donnent des solutions d’acides halogénohydriques.

Acide dans l'eau

Les réactions dans l’eau sont souvent traitées avec la théorie de Brønsted. Un acide peut être représenté par la formule générique AH (ou AH⁺).

Acides faibles, acides forts

On établit une distinction entre lesacides faibleset lesacides forts.Ces derniers sont caractérisés par le fait que lorsqu’ils sont introduits dans l’eau, l’entité AH n’existe pas en solution car la réaction avec l'eau est totale et produit l’ion du solvantH₃O⁺.

Parmi les acides forts, on retrouve leshydracides(tels lesacides halohydriquesHCl,HBr,HI) et lesoxoacides(molécules acides possédant un atome central avec un hautdegré d’oxydationentouré d’atomes d’oxygène,par exemple:acide nitrique,acide sulfurique,acide perchlorique,acide permanganique).

Il est équivalent de parler d’acide/base « fort(e)s », et d’acide ou base « totalement dissocié(e) ». Plus la réaction entre AH et H₂O ci-dessous est déplacée vers la droite, plus l'acide est fort (et moins il est faible). Certains acides comme l'acide chlorhydriquedéplacent la réaction complètement vers la droite. De tels acides n'existent donc pas dans l'eau.

Constante d'acidité

On classe les acides faibles (acide formique,acide acétique) en fonction de leurconstante d'acidité.Celle-ci est définie comme la constante de l'équilibre de Brønsted dont les réactifs sont l'acide HAet le solvant (par exemple l'eau H₂O), et les produits: la baseconjuguée A⁻et la forme acide du solvant (par exempleH₃O⁺).

AH + H₂O = A⁻+ H₃O⁺

Échelle de pH

Dans l’eau, l’acidité est mesurée à l’aide de l’échelle des pH. Cette échelle est communément considérée entre 0 et 14, de très acide à très basique. Ces valeurs ne sont pas arbitraires, elles correspondent au pH d'une solution dans laquelle l'activité (pour faire simple: la concentration) de l'acide du solvant H₃O⁺et de la base du solvantHO⁻valent1mol·L^-1.L’eau est à la fois un acide faible et une base faible (on dit que l'eau est un ampholyte ou bien unamphotère).

On compare habituellement la « force » des acides:

• théoriquement, à partir de leur pK_A;
• expérimentalement, en comparant le pH de solutions de ces acides à la même concentration.

Nivellement des acides et des bases

Tout acide fort dans l'eau réagit pour donner - de façon totale - l'ion H₃O⁺.La force de ces acides n'est donc pas comparable. Ce phénomène est appelénivellementdes acides par lesolvant.

Pour comparer les « forces » des acides/bases totalement dissociés, il est nécessaire de se placer dans un autre solvant que l'eau (ex.:éthanol) moins réactif, c'est-à-dire moins basique, l'acide éthanoïque (pur) plus acide que l'eau, etc.

Dans l’eau, l’acide le plus fort est H₃O⁺(H⁺_aqueux) et la base la plus forte est HO⁻.Il convient de garder en mémoire que ces notations (H₃O⁺et HO⁻) ne constituent qu’une simplification schématique du système. Dans la réalité, H⁺et HO⁻sont tous deux entourés par unesphère de solvatation(plusieursmolécules d’eau,polaires,établissant des liaisons de type électrostatique avec lesions). Une notation plus rigoureuse devrait donc être H(H₂O)_n⁺et HO(H₂O)_n⁻.Cependant, cette notation plus rigoureuse n’apporte rien à la compréhension des phénomènes acido-basiques.

Acides dans d'autres solvants

La théorie de Brønsted se généralise à d'autres solvants.

Solvants protiques

Lessolvants protiquessont capables de céder et capter un ion H⁺(hydron), appelé communémentproton(d'où le terme « solvant protique »). Les solvants protiques sont caractérisés par leur équilibre d'autoprotolyse, et par laconstante d'équilibrede cet équilibre.

Par exemple:

• le solvantNH₃s'autoprotolyse en ionNH₂⁻et ionNH₄⁺;
• le solvantHFpur s'autoprotolyse en H₂F⁺et F⁻;
• le solvantCH₃COOHpur s'autoprotolyse en CH₃COOH₂⁺et CH₃COO⁻;
• l'acide sulfuriqueH₂SO₄s'autoprotolyse en H₃SO₄⁺et HSO₄⁻.

Dans ces solvants, la notion de couple acide-base est définie de la même façon. Les échanges de protons se font toujours entre les formes acide ou basique du couple et le solvant (ou ses ions issus de l'équilibre d'autoprotolyse). Certains couples existent dans l'eau et dans d'autres solvants, mais d'autres peuvent exister dans l'eau et pas dans un autre solvant ou réciproquement. Par exemple:

• le couple HCl/Cl_-existe dans le solvant acide éthanoïque (pur) car HCl y est un acide faible, alors que ce couple n'existe pas dans l'eau car l'acide y est fort;
• le couple NH₄₊/NH₃existe dans l'eau ou dans le solvant éthanol, mais pas dans le solvant acide sulfurique (pur) où l'ammoniac y est totalement protoné, car l'acide sulfurique est un acide fort.

Solvants non protiques

Solvants n'échangeant pas de particule

De nombreux solvants ne peuvent échanger ni proton ni aucune autre particule. C'est le cas des hydrocarbures par exemple. Dans ce cas, les acides et les bases ne peuvent pas être nivelés. Ces solvants ne solvatant pratiquement pas les ions, les équilibres (par exemple HCl/Cl⁻) sont peu déplacés dans le sens de formation de Cl⁻.

Solvants échangeant des particules autres que H⁺

Certains solvants peuvent échanger des particules autres que des protons. Ils sortent du cadre de la théorie de Brønsted, et doivent être traités dans le cadre de la théorie dusystème du solvant.Par exemple, dans un solvant comme BrCl₃,l'équilibre correspondant à l'autoprotolyse s'écrit:2BrCl₃= BrCl₂⁺+ BrCl₄⁻

Une espèce ajoutée dans ce solvant est un acide si elle contribue à augmenter la concentration en ions BrCl₂⁺.C'est une base si elle contribue à augmenter la concentration en ions BrCl₄⁻.Par exemple:

• NaCl est une base car en se dissolvant, il se forme Na⁺et Cl⁻et cet ion chlorure se fixant sur le solvant BrCl₃donne la forme BrCl₄⁻;
• AlCl₃est en revanche un acide puisqu'il peut arracher un ion Cl⁻à BrCl₃et donner AlCl₄⁻et BrCl₂⁺.

D'autre particules peuvent être échangées, comme l'ionoxyde.Ainsi, avecNO₂,on a la réaction 2 NO₂→NO₃⁻+NO⁺qui peut être vue comme le transfert d’un ion O²⁻c’est la définition des acides de Lux-Flood. On peut alors définir une base comme un donneur d’ionO²⁻(riche en électron) et un acide comme un accepteur d’ion O²⁻.Dans d’autres cas c’est un transfert d’ionF⁻.Ce type de conception des réactions en solution joue un rôle important enmétallurgieet dans l’étude des roches (voir ci-dessous).

Acides en géologie, en chimie des sels fondus, en préparation verrière

Un acide de Flood est un accepteur d'ion oxyde O²⁻.Enpétrologie,on dit qu’une roche est acide si elle renferme plus de 65 % desilice.Ceci est une règle qui traduit la définition des acides de Lux-Flood: le minéral silice SiO₂,bon accepteur d’ion oxyde O²⁻,est susceptible d'engendrer l'ionsilicatetétraédrique SiO₄⁴⁻,la silice est acide.

Une application parfois facile est la formation de l'acide silicique.

SiO_{2solide à site de surface attaquable, verre mal stabilisé}+ H₂O_{liquide eau pure et agressive}= H₂SiO_{3soluble et solvaté}

Si les roches riches en silice sont acides, à l'instar de larhyoliteou des granites, les roches pauvres en silice et riches en chaux CaO ou en magnésie MgO sont par contre basiques.

Cela a une importance pour comprendre le comportement desmagmas(notamment dans lesvolcans), et lorsque l’on veut dissoudre une roche pour l’analyser, par exemple dissolution dans un acide pour analyse parICPou bien dissolution dans un verre pour analyse parspectrométrie de fluorescence X(technique dite de la «perle fondue»).

Pour cette dernière application, on estime souvent l’acidité par l’indice d’acidité,qui est le nombre d’atomes d’oxygène divisé par le nombre d’autres atomes^{[réf. nécessaire]};par exemple, le SiO₂a un indice d’acidité de 2, le CaCO₃a un indice d’acidité de 1,5.

Goût

Legoûtacide est reconnu grâce à des récepteurs particuliers PKD2L1, qui sont probablement sensibles à la présence des ions H⁺,ou à certains nucléotides cycliques. Malgré certaines études on sait à présent que sa reconnaissance est indépendante de la reconnaissance du goût salé. Ces récepteurs jouent aussi un rôle physiologique important dans le reste de l’organisme et sont exprimés à la surface de certaines cellules pour contrôler la quantité de CO₂dans lesangou la quantité deliquide cérébrospinal.

Dissolution acide

Une des principales propriétés des solutions acides est de pouvoir dissoudre un grand nombre dematériaux.Le pouvoir de dissolution dépend de la concentration de l’acide et de la nature chimique du matériau et de l’acide.

Lesmétaux,quand lepotentiel redoxdu couple cation/métal dérivant de ce métal est inférieur à 0, ne sont pas stables dans les solutions acides, ils sont doncoxydés(c’est-à-dire ionisés par perte d’un ou plusieursélectrons); l’ionmétallique peut alors rester sous formedissoute(solvatée), ou se combiner avec un ou plusieurs ionsoxygèneet former unoxyde.L’acidité est un des paramètres importants de lacorrosion aqueuse.La dissolution des métaux est utilisée en gravure d’art, c’est la technique de l’eau-forte;elle est aussi utilisée enmétallographiepour révéler des défauts (par exemplejoints de grain).

Lecalcairese dissout aisément avec des acides faibles; on nettoie les robinetteries avec du jus decitron(acide citrique) ou duvinaigre(acide acétique).

Lesverrespeuvent être dissous par de l’acide fluorhydrique,mais la manipulation de cet acide est extrêmement dangereuse, du fait de la présence d’ionsfluorure.

Les acides concentrés peuvent provoquer desbrûluressur la peau et les muqueuses (yeux, nez, bouche). En cas de brûlure par acide, il faut:

• protéger: en se protégeant (gants…), fermer le récipient et éviter que l’acide ne se répande (utilisation de papier absorbant), ouvrir les fenêtres pour éviter les dégagements de vapeurs;
• retirer les vêtements imbibés (en faisant attention à ne pas contaminer d’autres personnes ou des parties saines de la victime);
• faire ruisseler de l’eau pour laver la partie atteinte, en évitant de contaminer les parties saines;
• prévenir les secours(«112» dans l’Union européenne, «15» en France) en mentionnant le produit en cause.

L’utilisation d’acides concentrés doit toujours se faire par des personnes formées et équipées (blouse, gants, lunette), soushotte.

Exemples

Voici quelques-uns des principaux acides:

• l'acide acétique,de formule CH₃COOH,acide principal du vinaigre;
• l'acide acétylsalicylique,de formule HC₉H₇O₄,plus connu sous le nom d'aspirine;
• l'acide ascorbique,de formule H₂C₆H₆O₆,plus connu sous le nom devitamine C;
• l'acide citrique,de formule H₃C₆H₅O₇,un acide présent dans lesagrumes;
• l'acide chlorhydrique,de formule HCl, en solution aqueuse:H₃O⁺+Cl⁻_(aq),couramment utilisé dans l'industrie.
• l'acide sulfurique,de formule H₂SO₄
• l'acide nitrique,de formule HNO₃
• l'acide formique
• l'acide désoxyribonucléiqueouADN
• l'acide lactique
• lesacides gras
• lesacides aminés

Voir aussi

Bibliographie

• F. Claisse,Physics and chemistry of borate fusion
• JamesHuheey,Ellen A Keiter, Richard L Keiter, André Pousse (trad. de l'anglais par) et Jean Fischer (trad. de l'anglais par),Chimie inorganique,Paris Bruxelles, De Boeck,1996,964p.(ISBN978-2-804-12112-9,BNF37670940).En particulier,chap.9,« La chimie des bases et des acides »,p.318-358.

Articles connexes

• Liste d'acides
• Acide carboxylique
• Acide gras
• Acide halohydrique
• Réaction d'oxydoréduction
• Solution tampon
• Électrochimie

Liens externes

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