Un acide est un composé chimique minéral ou organique accepteur, au sens large, de doublets électroniques. Il est généralement défini par des réactions-types dans différents solvants, en particulier en libérant l'ion hydronium dans l'eauLa notion d'acide de Lewis englobe les autres notions d'acide décrites ci-dessous..
Les acides réagissent souvent en dégageant de l'énergie avec d'autres composés chimiques appelés bases (les alcalis des Anciens), qui, elles, donnent des doublets électroniques et ont le pouvoir de générer, en tout ou partie, l'ion hydroxyle dans l'eau. Les acides forts, dans un milieu solvant donné, initient des réactions complètes et rapides, transformant le solvant en sa forme la plus acide ; les acides faibles contribuent à des réactions équilibréesLa remarque est similaire pour les bases. Comme les notions de base et d'acide peuvent être conjuguées, il s'ensuit l'existence des couples acide-base impliqués au niveau élémentaire dans les réactions acido-basiques.. L'existence de plusieurs fonctionnalités acides au sein d'un même composé chimique caractérise les polyacides.
Dans le cadre de la théorie de Brønsted-Lewis, le pH d'une solution obtenue en dissolvant un acide dans l'eau est inférieur à sept..
Les acides sont connus depuis l'Antiquité pour leur pouvoir de dissolution des métaux, ainsi que, de manière plus floue avant Lavoisier, le pouvoir de neutraliser les solutions alcalines. Le chimiste britannique Boyle les identifiait au par leur capacité à rougir la teinture de tournesol, mais aussi par leur surprenant pouvoir de précipiter le soufre de ses solutions alcalines.
Histoire de la notion d'acide La première définition d'acide est apparemment d'origine organoleptique, comme en témoigne le monde gréco-romain avec l'adjectif latin , signifiant « aigre, piquant, et donc acide » et déjà au sens figuré, « acide, désagréable »Le terme est classique, avec le verbe signifiant « devenir aigre ou acide », l'adjectif « aigrelet » à l'origine du mot français « oseille » via , l'adverbe « de façon amère, pénible, désagréable », voire le substantif féminin cité au par le médecin Marcellus Empiricus avec le sens en premier lieu médicinal, mais aussi général d'« aigreur »..
Antiquité L'Antiquité utilise la notion d'acide, en particulier chez les Romains qui utilisent le mot pour parler du vin acide ou (analogue au vinaigre), d'où le terme « acétique ». Les alchimistes indiens connaissaient aussi cette notion qui est présente dès le dans un traité d'alchimie, le Rasārṇava, ou Traité des préparations métalliques.. Chez les Grecs, l'acidité est attribuée à des atomes pointus. Ce point de vue perdurera jusqu'au .
Moyen Âge Les alchimistes de l'époque médiévale ont aussi contribué à comprendre cette notion, en particulier, en produisant des acides. L'alchimiste perse (ou arabe selon les sources) Jabir Ibn Hayyan savait synthétiser l'acide sulfurique et 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 du salpêtre. Voir par exemple, le traité . attribué au philosophe et alchimiste catalan Raymond Lulle, ou en catalan Ramon Llull.
Époque moderne L'époque moderne qui, 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 traité Letztes Testament attribué à Basile Valentin, les synthèses de l'acide sulfurique et de l'acide chlorhydrique sont décrites. Le chimiste Johann 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 chimiste Robert Boyle donne en 1675 quelques propriétés générales des acides et des bases, telles que le goût aigre aux aliments, leur action comme solvants, et de nombreuses propriétés chimiques. À la fin de cette période, le chimiste anglais Joseph Black découvre les propriétés acides du dioxyde de carbone, (l'acide aérien) et sa réaction avec de nombreuses bases comme la magnésie MgO.
Époque contemporaine La première théorie de l'acidité est due à Lavoisier qui définit un acide comme un composé contenant de l'oxygène.
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 Scheele découvre de nouveaux acides, ou de nouvelles préparations d'acides déjà connus : l'oxyde de baryum (BaO), l'acide fluorhydrique (à partir de CaF2 et de l'acide sulfurique), l'acide phosphorique (à partir d'os), les acides arsénique, molybdique, etc.
Humphry Davy prolongea 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 Liebig reprend 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+
Acidité d'Arrhenius L’acidité fut ensuite définie par Svante August Arrhenius à la fin du : un acide est un composé chimique pouvant céder des protons (ions H) en solution aqueuse et une base un composé chimique pouvant libérer des ions hydroxyde (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 de pH. Une solution acide a un pH inférieur à 7, à . 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’un pH-mètre, feuilles de chou rouge, etc.
Acide de Brønsted Joannes Brønsted est le premier à avoir théorisé l'acidité avec la possibilité de faire un traitement quantitatif avec tous les acides. Selon la théorie de Brønsted-Lowry, énoncée en 1923, un acide est une espèce qui peut libérer un proton, et une base toute espèce qui peut capter un proton.
Remarques : la notion de diacide ne 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-base. est donc intimement liée à la définition de Brønsted.
Réaction acide-base :
Équilibre de Brønsted :
Les réactions qui ont lieu entre un acide et une base sont nommées « réactions acido-basiques », ou « réactions acide-base ».
Dans cette théorie, l'autoprotolyse de l'eau s'interprète comme la réaction de l'acide eau (c'est-à-dire de la forme basique du couple H3O+/H2O) avec la base eau (c'est-à-dire la forme acide du couple H2O/HO−). L'eau est donc un ampholyte.
L'avantage de cette théorie sur la théorie d'Arrhenius est double : la théorie justifie que certains produits comme l'ammoniac soient 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 de Lewis (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 une orbitale vide ; 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'électrophilie est 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 possèdent 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 formeAndrew Hunt, « La chimie de A à Z, 1200 définitions », Dunod, 2006 : solide : acide citrique, acide tartrique ; liquide : acide sulfurique, acide nitrique, acide acétique ; gazeuse : les halogénures d'hydrogène qui, 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 les acides faibles et les acides 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 solvant H3O+.
Parmi les acides forts, on retrouve les hydracides (tels les acides halohydriques HCl, HBr, HI) et les oxoacides (molécules acides possédant un atome central avec un haut degré d’oxydation entouré 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 chlorhydrique déplacent 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 leur constante d'acidité. Celle-ci est définie comme la constante de l'équilibre de Brønsted dont les réactifs sont l' et le solvant (par exemple l'eau H2O), et les produits : la base et la forme acide du solvant (par exemple H3O+).
Échelle de pH