Quiz acides et bases : testez vos connaissances en chimie

Comprendre les acides et les bases : les notions essentielles

Selon la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est une espèce capable de céder un proton (ion H+) et une base est une espèce capable d'en capter un. Chaque acide possède ainsi une base conjuguée, formant un couple acide-base noté AH/A−. Par exemple, dans le couple acide éthanoïque/ion éthanoate, l'acide cède un proton à l'eau, qui joue alors le rôle de base. Cette notion de couple est fondamentale : beaucoup d'erreurs en contrôle viennent d'une confusion entre l'acide et sa base conjuguée.

L'acidité se mesure avec le pH, défini par pH = −log([H3O+]), où la concentration est exprimée en mol/L. Pour un acide fort totalement dissocié, comme l'acide chlorhydrique à 0,01 mol/L, le pH vaut 2. Pour un acide faible, la dissociation est partielle et il faut tenir compte de la constante d'acidité Ka, reliée au pKa par pKa = −log(Ka). Un piège classique : un acide faible n'est pas « peu acide », il ne libère simplement qu'une fraction de ses protons ; à concentration égale, son pH est plus élevé que celui d'un acide fort, mais la solution reste acide.

À 25 °C, le produit ionique de l'eau vaut Ke = 1,0 × 10−14, donc une solution neutre a un pH de 7. Une idée reçue tenace veut que « pH 7 soit toujours neutre » : c'est vrai seulement à 25 °C, car Ke dépend de la température. Autre confusion fréquente : croire qu'un mélange acide + base donne toujours un pH neutre. En réalité, la neutralisation dépend des quantités et de la force des réactifs ; le titrage d'un acide faible par une base forte donne par exemple une solution basique à l'équivalence. Enfin, la dilution d'un acide fort multiplie le pH par moins d'une unité par dilution d'un facteur 10, sans jamais dépasser 7.