Base (Chimie)

Une base est un produit chimique qui, à l'inverse d'un acide, est capable de capturer un ou plusieurs protons. La réaction chimique d'un acide et d'une base donne un sel et de l'eau. C'est un produit caustique, qui peut provoquer des brûlures. Les bases les plus connues sont la chaux vive, l'ammoniaque et la soude. Il existe différents modèles chimiques pour expliquer le comportement des bases.

Sommaire 1 Théorie succesives 1.1 Premières théories 1.2 Théories en vigueur 2 Base dans l'eau 3 Base en géologie 4 Références 5 Voir aussi

Théorie succesives

Premières théories

La définition d'un acide et d'une base a été théorisée pour la première fois par Arrhénius et Ostwald. Selon Arrhénius, un acide est un composé à hydrogène mobile qui relâche dans l'eau des protons H⁺ alors qu'une base est un composé qui relâche des ions hydroxyde HO^- dans l'eau. Cependant, plusieurs limites de ce modèle ont émergé assez rapidement. La principale limite est la restriction de la définition de la base et de l'acide au milieu aqueux. On a très vite observé des phénomènes acido-basiques dans des solvants non polaires, ce qui n'est pas décrit par ce modèle. On peut également observer une autoprotolyse d'autres solvants polaires :

• autoprotolyse de l'ammoniac : 2 NH₃ = NH₄⁺ + NH₂^-
• autoprotolyse du peroxyde de méthyl : (CH₃CO)₂ = CH₃CO⁺ + CH₃COO^-

Selon la théorie du système solvant, une base est une substance qui augmente la concentration des anions dans un milieu et un acide une substance qui augmente la concentration des cations dans un milieu. On peut remarquer ici que ce modèle ne fait pas intervenir la dualité constaté entre les bases et les acides qui sont une caractéristique intrinséque au composé étudié. De plus, cette théorie ne se préoccupe pas du comportement des acides dans les solvants non polaires.

Ces deux modèles, bien que partiellement valides, ont été remis en cause puis abandonnés en 1923, tout d'abord par le chimiste Johannes Bronsted puis par Gilbert Lewis, qui en a donné la définition la plus universelle.

Théories en vigueur

La théorie de Bronsted-Lowry a définit l'acide comme une substance capable de céder un proton dans le milieu et la base comme une substance capable de capter un proton. Bronsted a introduit ainsi la notion d'acidité et la basicité comme la proportion dans la solution d'acide par rapport à la base. Cette définition a mis fin à la plus grande partie des objections que l'on a fait aux deux théories précédemment développées. En effet, cette théorie est valide dans le cas des solvants non aqueux, ce qui a eu un grande importance pour l'analyse chimique. Cependant, à la même date, Gilbert Lewis a proposé une autre définition de l'acide et de la base mais celle-ci est passée inaperçue dans un premier temps.

Lewis définit une base comme un donneur de doublets d'électrons et l'acide (ou adduit de Lewis) comme accepteur de doublets d'électrons. Les acides sont ainsi des substances qui, combinées avec des bases, partage des électrons afin de former des composés de coordination. La théorie de Bronsted-Lowry est en fait un cas particulier de la théorie de Lewis qui a une valeur théorique beaucoup plus élevée. Cependant dans l'industrie, le modèle de Bronsted est largement utilisé, on continue de raisonner en termes d'échange de protons. Dans le milieu scolaire, on définit d'ailleurs toujours au moins dans un premier temps un acide et une base selon le modèle de Bronsted.

Base dans l'eau

En milieu aqueux, on utilise habituellement la définition de Brönsted-Lowry. Une base peut être représentée par la formule générique B.

Lorsque la base B est mise en présence d'eau, la réaction suivante a lieu :

B + H₂O ↔ BH⁺ + OH^- (1)

La constante de cette réaction est appelée constante de basicité et on la note K_b. On établit une distinction entre les bases faibles et les bases fortes. Ces dernières sont caractérisées par le fait que lorsqu'elles sont placées dans l'eau, l'entité B n'existe plus en solution car la réaction de dissociation est totale :

B + H₂O → BH⁺ + OH^- (2)

Dans le cas d'une base faible, BH⁺ est alors un acide faible, en effet

BH⁺ + H₂O ↔ B + H₃O⁺ (3)

BH⁺ est capable de céder un proton. On a en fait un couple base faible/acide faible conjugué B/BH⁺. En conséquence, la constante d'acidité K_a est uniquement définie dans le cas des bases faibles et vaut alors:

K_a = [B][H₃O⁺]/[BH⁺] (4)

K_a est en fait la constante d'équilibre de la réaction de dissociation (3).

Parmi les plus fortes bases, on retrouve la soude NaOH, l'ammoniac NH₃ et la chaux (chaux vive CaO ou chaux éteinte Ca(OH)₂).

Dans l'eau, la basicité est mesurée à l'aide de l'échelle des pH, comme l'acidité (les deux notions étant complémentaires). L'eau elle-même est un acide faible et une base faible en même temps.

Base en géologie

En géologie, on utilise plutôt la définition de Lux-Flood : une base est une espèce pouvant céder un ion oxyde O^2-. Par exemple, l'oxyde de calcium CaO est une base, car dans la réaction :

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

le CaO cède son ion oxyde

CaO → Ca²⁺ + O^2-

qui lui est capturé par l'eau O^2- + H₂O → 2OH^-. D'une manière synthétique, on dit qu'une roche est basique si elle est pauvre en silice SiO₂ (la silice étant acide). Cela a une grande importance dans le comportement des magmas (notamment dans les volcans), et aussi lorsqu'il faut dissoudre la roche pour l'analyser (dissolution dans de l'acide pour l'ICP, ou bien dans un verre pour l'analyse en spectrométrie de fluorescence X).

Références

1. Encyclopedia of Industrial Chemical analysis, Smell-Hilton, 1966
2. Valence and structure of Atoms and Molecules, Chemical Catalog, G.N Lewis, 1938

Voir aussi

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