| Les réactions acido-basiques |
Réactions acido-basiques
Le concept d'acidité est un des plus vieux de la chimie. Dès le XVIème siècle, des théories sont apparues pour tenter d'expliquer les propriétés particulières des solutions acides : piquantes au goût et dissolvantes pour certains minéraux et certains métaux. Ce n'est néanmoins que depuis un peu moins d'un siècle que l'on connaît l'espèce responsable de l'acidité : le proton, H+.
Les acides et les bases
On disait jadis qu'une solution est acide si elle fait virer le papier tournesol au rouge et basique si elle fait virer le papier tournesol au bleu. Hormis l'utilisation des indicateurs colorés (en bandelettes ou en compte-goutte), la distinction entre acides et bases n'est à fortiori pas quelque chose de facile. A l'époque où les chimistes gouttaient tout ce qu'ils synthétisaient, ce qui a d'ailleurs causé le décès prématuré de nombreux expérimentateurs, ils choisissaient la distinction suivante :
- un liquide est un acide si il pique au goût,
- un liquide est une base (ils employaient aussi le nom d'alcali) si il est doux au goût.
On ne se trompe en effet pas si on goutte les substances suivantes :
- au boisson au cola est effectivement acide,
- une boisson pétillante est acide (de même que toutes les boissons commercialisées),
- une eau savonneuse est basique.
On ne peut en fait vraiment définir sérieusement la notion d'acide et de base sans utiliser la notion de pH.
Approfondissement sur les couples acide-base
Approfondissement sur les dosages acido-basiques
Notions de pH
Les protons H+ dans l'eau sont responsables de l'acidité. Leur déplacement est permanent comme le montre l'animation ci-contre. Au plus une solution contient d'ions H+, au plus elle est acide.
Si une solution n'est pas acide, elle est basique.
C'est la concentration en ions H+ qui fait le pH.
Solution acide Solution
neutreSolution basique
pH 0 - 1 - 2 - 3 - 4 - 5 - 6 7 8 - 9 - 10 -11 - 12 - 13 - 14
Par définition, le pH est le cologarithme décimal de l'activité en ions oxonium, soit :
pH = - log a(H3O+)
Dans la plupart des situations, on assimilera l'activité à la concentration :
pH = - log [H3O+]
Cette relation est valable pour des concentrations inférieures à 100 mmol.L-1 (premier domaine d'approximation) et à 10 mmol.L-1 (deuxième domaine d'approximation, pour plus de précision).
Approfondissement sur les calculs de pH
Bibliographie
- Counillon L. 2001 - La régulation de l'acidité dans l'organisme - Pour la Science, 284, p. 62-69.
