Théories, couples conjugués & électrolytes

• Arrhenius — un acide libère des ions $\ce{H3O+}$ dans l'eau ; une base libère des ions $\ce{OH-}$. (Restreint au milieu aqueux.)
• Brønsted-Lowry (la plus utilisée) — un acide cède un proton $\ce{H+}$ ; une base capte un proton $\ce{H+}$.
• Lewis (la plus générale) — un acide accepte un doublet d'électrons ; une base donne un doublet d'électrons.

Chaque théorie englobe la précédente : tout acide de Brønsted est un acide de Lewis, mais l'inverse est faux ($\ce{Ag+}$ est un acide de Lewis sans jamais échanger de $\ce{H+}$).

Un couple acide/base conjugués $\ce{HA/A-}$ relie deux espèces qui diffèrent d'un seul $\ce{H+}$ :

• base conjuguée d'un acide : on lui retire un $\ce{H+}$ (un H et une charge $+$) ;
• acide conjugué d'une base : on lui ajoute un $\ce{H+}$ (un H et une charge $+$).

$\ce{HCl/Cl-}$, $\ce{CH3COOH/CH3COO-}$ (vinaigre), $\ce{NH4+/NH3}$ (l'ion ammonium est l'acide de l'ammoniac), $\ce{H2O/OH-}$, $\ce{H3O+/H2O}$, $\ce{H2CO3/HCO3-}$ et $\ce{HCO3-/CO3^{2-}}$ (couples du sang).

• L'acide conjugué de $\ce{H3O+}$ n'existe pas ($\ce{H4O^{2+}}$ n'existe pas en solution). De même $\ce{OH-}$ n'a pas de base conjuguée observable dans l'eau.
• $\ce{HCO3-}$ est l'acide conjugué de $\ce{CO3^{2-}}$, pas sa base : pour trouver la base conjuguée de $\ce{CO3^{2-}}$ il faudrait lui ajouter un $\ce{H+}$, ce qui donne $\ce{HCO3-}$… qui en est l'acide. (On tourne en rond : $\ce{CO3^{2-}}$ est une base « terminale ».)

Un ampholyte peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base. C'est le cas dès qu'une espèce possède à la fois un $\ce{H}$ cédable et un site capteur de $\ce{H+}$. L'eau en est l'exemple majeur ($\ce{H2O/OH-}$ en acide, $\ce{H3O+/H2O}$ en base) ; de même $\ce{HCO3-}$, $\ce{H2PO4-}$, $\ce{HPO4^{2-}}$ sont des ampholytes. Pour le montrer, on écrit ses deux demi-équations.

Un électrolyte libère des ions dans l'eau. Il est fort s'il est totalement dissocié (flèche $\ce{->}$ : acides forts $\ce{HCl}$, $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$, $\ce{HClO4}$ ; bases fortes $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$), faible s'il est partiellement dissocié (flèche d'équilibre $\ce{<=>}$ : $\ce{CH3COOH}$, $\ce{HF}$, $\ce{HNO2}$, $\ce{NH3}$). On quantifie la dissociation par le degré d'ionisation

$\alpha = 1$ ($100\,\%$) : électrolyte fort ; $\alpha < 1$ : électrolyte faible.

Pour un acide faible, on montre que $\alpha \approx \sqrt{K_a/C_a}$ (loi de dilution d'Ostwald) : diluer augmente le taux de dissociation. Ce résultat sera exploité au thème 3.