Acide
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2008-07-15T20:56:51Z
Kafein
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/* Acide dans l’eau */
{{Voir homonymes}}
[[Image:AceticAcid012.jpg|right|thumb|150px|Acide acétique à l’état solide.]]
Un '''acide''' est un [[composé chimique]] généralement défini par ses réactions avec un autre type de composé chimique complémentaire, les [[base (chimie)|bases]].
== Définitions ==
L’acidité fut d’abord définie par [[Svante August Arrhenius]] à la fin du {{XIXe siècle}} : un acide est un composé chimique pouvant libérer des [[proton]]s (ions H{{p|+}}) en solution aqueuse et une base un composé chimique pouvant libérer des ions hydroxydes (OH{{p|-}}) 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 OH{{p|-}} en solution aqueuse.
=== Acide de Bronsted ===
La [[théorie de Bronsted-Lowry]] (1923) nous dit qu’un acide libère un ou des protons et une base capte un ou des protons :
<math>\begin{matrix} \mbox{AH} &+& \mbox{B}^- &=& \mbox{A}^- &+& \mbox{BH} \\ \mbox{acide1} && \mbox{base2} && \mbox{base1} && \mbox{acide2} \end{matrix}</math>
Par cette définition, un acide est un composé chimique qui tend à donner un [[proton]] à une entité complémentaire, la base. Les réactions qui vont avoir lieu entre un acide et une base sont nommées : réactions acido-basique, ou réactions acide-base. Un tel acide est appelé acide de Bronsted.
Ainsi, dans l’eau un couple acide/base réagit avec un autre couple en s’échangeant des ions, ici les couples acido-basiques sont AH/A{{p|-}} et BH/B{{p|-}}.
=== Acide de Lewis ===
{{Article détaillé|acide de Lewis}}
La définition de [[Gilbert Newton Lewis|Lewis]] (1923) est de loin la plus large : un acide de Lewis est accepteur de [[doublet]]s, ayant donc une [[orbitale atomique|orbitale]] vide, et une base de Lewis est un donneur de doublet, ayant un doublet libre. Par cette définition, un acide est un composé chimique qui peut, au cours d’une réaction, accepter une paire d’électrons (un doublet). C’est donc un composé chimique [[électrophile]], qui possède une lacune électronique dans sa structure.
On peut aisément reconnaître un acide grâce à des tests de [[potentiel hydrogène|pH]]. Une solution acide a un pH inférieur à 7, à {{unité|25|[[degré Celsius|°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’un [[pH-mètre]], entre autres.
Les espèces acides au sens de Bronsted peuvent libérer un ou plusieurs protons on parle alors respectivement de [[monoacide]]s et de [[polyacide]]s
== Acide dans l’eau ==
Pour les réactions dans l’eau, on utilise habituellement la définition de Bronsted. Un acide peut être représenté par la formule générique AH.
On établit une distinction entre les [[Acide faible|acides faibles]] et les [[Acide fort|acides forts]]. Ces derniers sont caractérisés par le fait que lorsqu’ils sont placés dans l’eau, l’entité AH n’existe plus en solution car la réaction de dissociation est totale.
Parmi les acides forts, on retrouve les hydracides (tels les [[acide halohydrique|acides halohydriques]] [[Acide chlorhydrique|HCl]], [[acide bromhydrique|HBr]], [[acide iodhydrique|HI]]) et les [[oxacides]] (molécules acides possédant un [[atome]] central avec un haut [[degré d'oxydation|degré d’oxydation]] entouré d’atomes d’[[oxygène]], par exemple : [[acide nitrique]], [[acide sulfurique]], [[acide perchlorique]], [[permanganate|acide permanganique]]).
On classe les acides faibles (acide formique, acide acétique « vinaigre ») en fonction de leur [[constante d'acidité|constante d’acidité]].
Dans l’eau, l’acidité est mesurée à l’aide de l’échelle des pH. L’eau est à la fois un acide faible et une base faible (c’est un [[amphotère]] ou ampholyte).
On ne parle plus d’acide/base « Fort(e)s » mais d’acide ou base « totalement dissociée ».
Il y a un effet nivelant de l’eau (c’est pour cela que l’échelle de pH dans l’eau va de 0 à 14)
Pour comparer les forces des acides/bases totalement dissociés, on utilisera un autre [[solvant]] (exemple : [[éthanol]]…).
Dans l’eau, l’acide le plus fort est H{{ind|3}}O{{p|+}} (H{{ind|(aqueux)}}{{p|+}} [[solvatation|solvant]]) et la base la plus forte est HO{{p|-}}. Il convient de garder en mémoire que ces notations (H{{ind|3}}O{{p|+}} et HO{{p|-}}) ne constituent qu’une simplification schématique du système. Dans la réalité, H{{p|+}} et HO{{p|-}} sont tous deux entourés par une [[sphère de solvatation]] (plusieurs molécules d’[[eau]], polaires, établissant des liaisons de type électrostatique avec les [[ion]]s). Une notation plus rigoureuse devrait donc être H(H{{ind|2}}O){{ind|n}}{{p|+}} et HO(H{{ind|2}}O){{ind|n}}{{p|-}}. Cependant, cette notation plus rigoureuse n’apporte rien à la compréhension des phénomènes acido-basiques.
==Acides dans d’autres solvants==
La généralisation de la notion d’acidité a permis d’étendre l’étude à d’autres solvants.
===Solvants protiques===
Ce sont des solvants capables de céder et capter un atome d’hydrogène. Par exemple [[ammoniac|NH{{ind|3}}]] (donne [[amidure|NH{{ind|2}}{{p|-}}]] et [[ammonium|NH{{ind|4}}{{p|+}}]]), [[acide fluorhydrique|HF]], [[acide acétique|CH{{ind|3}}COOH]], [[acide sulfurique|H{{ind|2}}SO{{ind|4}}]],…
Dans ces solvant la notion de couple acide-base reste centrée sur l’échange de proton et les couples dans ces solvants restent les mêmes que dans l’eau. L’intéret de ce type de solution vient de la réaction d’[[autoprotolyse]] du solvant qui limite la force des acides (et des bases) pouvant exister en solution. On utilisera donc un solvant plus basique que l’eau comme NH{{ind|3}} pour travailler avec des bases très fortes comme [[acétylène|H-CC:{{p|-}}]] et un solvant plus acide comme H{{ind|2}}SO{{ind|4}} pour travailler avec des acides forts.
===Solvants non protiques===
Le transfert particule peut se faire avec autre chose qu’un proton. Dans un solvant comme [[dioxyde d'azote|NO{{ind|2}}]], on a la réaction 2 NO{{ind|2}} -> [[acide nitrique|NO{{ind|3}}{{p|-}}]] + [[monoxyde d'azote|NO{{p|+}}]] qui peut être vue comme le transfert d’un ion O{{p|2-}} c’est la définition des acides de Lux-Flood. On peut alors définir une base comme un donneur d’ion [[oxyde|O{{p|2-}}]](riche en électron) et un acide comme un accepteur d’ion O{{p|2-}}. Dans d’autres cas c’est un transfert d’ion [[fluorure|F{{p|-}}]]. Ce type de conception des réaction en solution joue un rôle important en [[métallurgie]] et dans l’étude des roches (voir ci-dessous).
=== Acides en géologie ===
En [[géologie]], on dit qu’une pierre est acide si elle renferme plus de {{unité|65|%}} de silice. Ceci est une règle qui traduit la définition des acides de Lux-Flood : la [[silice]] qui est un accepteur d’ion oxyde O{{p|2-}} est acide.
:SiO{{ind|2}} + H{{ind|2}}O = H{{ind|2}}SiO{{ind|3}}
Donc les roches riches en silice sont acides, les roches riches en calcaire sont basiques.
Cela a une importance pour comprendre le comportement des [[magma (géologie)|magma]]s (notamment dans les [[volcan]]s), et lorsque l’on veut dissoudre une roche pour l’analyser, par exemple dissolution dans un acide pour analyse par ICP ou bien dissolution dans un verre pour analyse par [[spectrométrie 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<!-- où se trouve le texte de cette ref. ? <sup>1</sup> --> ; par exemple, le SiO{{ind|2}} a un indice d’acidité de 2, le CaCO{{ind|3}} a un indice d’acidité de 1,5.
== Goût ==
Le [[goût]] acide est reconnu grâce à des récepteurs particuliers PKD2L1, qui sont probablement sensibles à la présence des ions H{{p|+}}, 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 CO{{ind|2}} dans le [[sang]] ou la quantité de [[liquide cérébrospinal]].
== Dissolution acide ==
Une des principales propriétés des solutions acides est de pouvoir dissoudre un grand nombre de [[matériau]]x. Le pouvoir de dissolution dépend de la concentration de l’acide et de la nature chimique du matériau et de l’acide.
Les [[métal|métaux]], quand le [[potentiel redox]] du couple métal / cation dérivant de ce métal est inférieur à 0, ne sont pas stables dans les solutions acides, ils sont donc [[oxydation|oxydés]] (c’est-à-dire ionisés par perte d’un ou plusieurs [[électron]]s) ; l’[[ion]] métallique peut alors rester sous forme dissoute ([[solvatation|solvatée]]), ou se combiner avec un ou plusieurs ions [[oxygène]] et former un oxyde. L’acidité est un des paramètres importants de la [[corrosion aqueuse]]. La dissolution des métaux est utilisée en gravure d’art, c’est la technique de l’[[eau-forte]] ; elle est aussi utilisée en [[métallographie]] pour révéler des défauts (par exemple [[joint de grain|joints de grain]]).
Le [[calcaire]] se dissout aisément avec des acides faibles ; on nettoie les robinetteries avec du jus de [[citron]] ([[acide citrique]]) ou du [[vinaigre]] ([[acide acétique]]).
Les [[verre]]s peuvent être dissous par de l’[[acide fluorhydrique]], mais la manipulation de cet acide est extrêmement dangereuse, du fait de la présence d’ions [[fluorure]]s.
Les acides concentrés peuvent provoquer des [[brûlure]]s sur la peau et les muqueuses (yeux, nez, bouche). En cas de brûlure par acide, il faut :
* protéger : en se protégeant ([[gant]]s…), 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 ;
* [[Alerte (premiers secours)|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), sous hotte.
== Bibliographie ==
* F. Claisse, {{lang|en|''Physics and chemistry of borate fusion''}}
==Voir aussi==
===Articles connexes===
{{Wiktionnaire|acide|acide}}
{{Commons|Category:Acids|Acides}}{{Wikiversity|Acidité et basicité}}
*[[Liste des acides]]
*Acides
**[[Acide carboxylique]]
**[[Acide conjugué]]
**[[Acide fort]]
**[[Acide faible]]
**[[Acide gras]]
**[[Acide halohydrique]]
**[[Nomenclature des acides]]
**[[Polyacide]]
*[[Base (chimie)|Bases]]
**[[Base conjuguée]]
**[[Base forte]]
**[[Base faible]]
*[[potentiel hydrogène|pH]]
*[[Réaction d'oxydo-réduction|Oxydo-réduction]]
*[[Solution tampon]]
*[[Électrochimie]]
{{portail chimie}}
[[Catégorie:Chimie générale]]
[[Catégorie:Acide|*]]
[[af:Suur]]
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