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Une base est un produit chimique qui, à l'inverse d'un acide, est capable de capturer un ou plusieurs protons. Un milieu riche en bases est dit basique ou alcalin. 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.

Théorie successives

Premières théories

Le terme base a été introduit dans la chimie par le chimiste français Guillaume-François Rouelle en 1754. Il a remarqué que les acides connus à l'époque, qui étaient surtout des liquides volatils (tel que l'acide acétique), se transforment en sels solides lorsqu'ils combinent avec certaines substances particulières. Rouelle a considéré qu'une telle substance sert comme base du sel, en lui donnant une "forme concrète ou solide"^[1].

Les premières définitions modernes d'un acide et d'une base furent proposées par Arrhenius et Ostwald. Selon Arrhenius, 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^-
• autolyse de anhydride acétique : (CH₃CO)₂O = 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 constatée entre les bases et les acides qui sont une caractéristique intrinsèque au composé étudié. De plus, cette théorie ne se préoccupe pas du comportement des acides dans les solvants non polaires.

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

Théories en vigueur

La théorie de Brønsted-Lowry a défini l'acide comme une substance capable de céder un proton dans le milieu et la base comme une substance capable de capter un proton. Brønsted 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, partagent des électrons afin de former des composés de coordination. La théorie de Brønsted-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 Brønsted 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 Brønsted.

Base dans l'eau

En milieu aqueux, on utilise habituellement la définition de Brønsted-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. Une base forte est totalement dissociée dans l'eau, alors qu'une base faible n'est que partiellement dissociée dans l'eau.

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,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).

Propriétés

Les bases ont tendance à donner des électrons, ce qui est caractérisé par leur pouvoir oxydo-réducteur (Potentiel d'oxydo-réduction). L'équilibre avec la forme acide est caractérisé au moyen d'une constante (K_b ou pK_b), pH auquel la molécule est neutre. Un composé basique peut avoir plusieurs pK_b, correspondants à chacun de ses groupes ionisables.

L'alcalinité (parfois aussi appelé basicité) d'une solution correspond à la concentration en composés basiques, exprimé en pouvoir oxydo-réducteur. Voir Potentiel_hydrogène (pH). C'est l'inverse de l'acidité.

Les bases produisent des réactions d'oxydo-réduction, des réactions de substitution nucléophile,...

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

• Acide
• Potentiel hydrogène

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