La définition la plus commune des acides a été proposée en 1923 par Nicolaus Brönsted. Pour Brönsted, un acide est un composé chimique capable de libérer un proton H⁺ pour donner une base. La définition de Brönsted reprend et généralise une définition plus restrictive proposée à la fin du XIXème siècle par Svante Arrhénius. Dans son acception la plus courante, un couple acide-base est noté AH/A^- :

Remarque : le proton H⁺ se rencontre rarement seul. Il est le plus souvent solvaté, par exemple sous la forme d'un ion hydronium H₃O⁺.

On dit de A^- que c'est la base conjuguée de l'acide AH. L'acide chlorhydrique HCl et l'acide sulfurique H₂SO₄ en sont les exemples les plus emblématiques. L'acide chlorhydrique est un composé gazeux soluble. Sa base conjuguée est l'ion Cl^-. L'acide sulfurique existe lui sous forme liquide. Sa base conjuguée est l'ion Sulfate SO₄^2-. Dans le cas de ces deux acides, la libération de proton se fait par dissociation. Elle peut également se faire par décomposition dans l'eau. On note ces couples sous la forme B⁺/BOH :

La notion de base est, d'une certaine manière, définie en miroir de celle d'acide. Une base est une espèce capable de capter un proton pour donner un acide. On rencontre souvent dans la littérature une définition différente de cette notion. Elle alors présentée comme une substance chimique capable de libérer des ions hydroxyde OH^- :

Cette définition qui renvoie à la formulation d'Arrhénius est plus restrictive puisqu'elle ne s'applique qu'en solution aqueuse. Elle s'applique bien à certains composés comme les hydroxydes. L'hydroxyde de sodium NaOH par exemple, un solide blanc plus connu sous le nom de soude, est une base dont la forme acide conjuguée est l'ion Na⁺. Elle ne s'applique pas à l'ammoniac NH₃ qui est tout à fait capable de capturer un proton en dehors de tout contexte humide :

La molécule NH₃, qui est polaire, attire le proton faiblement lié au chlore dans le chlorure d'hydrogène pour former un ion NH₄⁺ qui attire à son tour l'ion Cl^- (ammoniac et chlorure d'hydrogène sont à l'état gazeux). Il se forme à l'issue de la réaction un brouillard blanchâtre constitué de fines particules de chlorure d'ammonium. L'ammoniac est donc bien une base au sens de Brönsted tout en échappant à la formulation d'Arrhénius.

L'eau a un statut particulier. L'eau peut aussi bien jouer le rôle d'un acide que d'une base. On dit que c'est un ampholyte (l'adjectif associé est amphotère). L'eau est capable de perdre un proton pour donner l'ion hydroxyde HO^- et peut aussi gagner un proton pour former l'ion hydronium H₃O⁺. L'eau est donc un acide dans le couple H₂O/HO^- et une base dans le couple H₃O⁺/H₂O.

Acide et base de Lewis

Le chimiste Gilbert Lewis a donné une définition différente de la notion d'acide et de base. Une base de Lewis est un composé chimique donneur d'un doublet d'électrons et qui possède donc un tel doublet électronique non liant libre dans sa bande de valence. Un acide de Lewis est un composé chimique accepteur de doublet électronique. Un acide de Lewis est donc un composé chimique qui présente structurellement une orbitale vide.

Prenons le cas du borane BH₃. Le bore possède 5 électrons : deux sur sa couche n = 1 et 3 sur sa couche n = 2 (répartis sur les sous-couches l = 0 et 1). Ces trois électrons sont engagés dans les liaisons avec les atomes d'hydrogène et les trois doublets ainsi constitués occupent trois des orbitales de la couche n = 2. Or il y a 4 orbitales possibles sur cette couche. Il en résulte que le borane dispose d'une orbitale libre et peut accepter un doublet supplémentaire. C'est donc un acide de Lewis. Même cas de figure pour le chlorure d'aluminium AlCl₃ ou le fluorure d'aluminium AlF₃. L'aluminium possède 13 électrons, 2 sur sa couche n = 1 et 8 sur sa couche n = 2, qui sont toutes deux saturées. Il reste 3 électrons sur sa couche de valence, répartis sur les sous-couches l = 0 et l = 1. Ces trois électrons sont engagés dans les liaisons avec les atomes de chlore ou de fluore, ce qui fait trois doublets occupant trois des orbitales des sous-couches l = 0 et l = 1 qui peuvent en comporter 4. Le chlorure d'aluminium et le fluorure d'aluminium sont également des acides de Lewis.

L'azote de son côté possède 7 électrons, deux sur sa couche n = 1 et 5 sur sa couche n = 2. Dans la molécule d'ammoniac NH₃, 3 de ces électrons sont engagés dans les liaisons avec les atomes d'hydrogène, formant ainsi ce que l'on appelle des doublets liants. Les deux derniers électrons constituent un doublet non liant qui fait de l'ammoniac une base de Lewis. En présence d'un catalyseur, l'ammoniac réagit avec la borane pour donner du borazane :

La définition de Lewis recouvre celle de Brönsted : un proton H⁺ n'est-il pas l'acide de Lewis le plus élémentaire ? L'inverse n'est pas nécessairement vrai.

Nota : le test du pH (voir plus bas) ne s'applique pas aux acides de Lewis. Cependant, l'introduction d'un acide de Lewis dans l'eau conduit la plupart du temps à une diminution de son pH.

Acide fort, acide faible et pH

Nous avons souligné plus haut le fait que les acides se dissociaient dans les solvants, transformant le solvant en un acide :

On dit d'un acide qu'il est fort lorsqu'une telle réaction est complète et rapide. Dans ce cas le composé AH n'existe pas en solution car il est entièrement dissocié. Lorsque la réaction conduit à un équilibre entre les deux membres de la réaction, on a affaire à un acide faible. On définit de la même façon la notion de base forte ou faible en fonction de la rapidité et de la complétude de la dissociation de celle-ci dans un solvant.

Cette notion de force des acides et des bases se mesure à l'échelle du pH (potentiel hydrogène) de la solution :

a_H étant l'activité des ions hydrogène H⁺. L'activité est assimilable, en première approximation, à la concentration en ion hydronium H₃O⁺. Le pH varie entre 0 et 14. Un acide fort très peu dilué à un pH faible, voire égal à zéro. Une base forte très peu diluée a un pH voisin ou égal à 14. Une solution de pH égal à 7 est neutre.

Différents types d'acide

En chimie minérale, on distingue deux classes d'acides : les hydracides, les oxacides et les acides acrboxyliques.

Hydracides

Les hydracides (qu'on appelle aussi acides binaires) sont composés d'un non-métal associé à un ou plusieurs atomes d'hydrogène. Leur formule générique est HX. Il existe deux façons de les nommer. Soit <X-nom> le nom du non-métal considéré :

• On peut les nommer en faisant suivre <X-nom> par le suffixe -ure et en ajoutant la mention « d'hydrogène ». Exemples : chlorure d'hydrogène HCl, sulfure d'hydrogène H₂S.
• On peut aussi les nommer en formant un adjectif avec <X-nom> suivi du suffixe -hydrique. On utilise cette dénomination de préférence lorsque l'acide considéré est en solution aqueuse. Exemples : acide chlorhydrique HCl, acide sulfhydrique H₂S.

L'acide cyanhydrique HCN (cyanure d'hydrogène) n'est pas, stricto sensu, un acide binaire mais il en a toutes les caractéristiques : le carbone et l'azote sont tous deux des non-métaux et ils sont liés par une triple liaison covalente très forte.

L'anion libéré par un hydracide en solution porte le nom du non-métal suivi du suffixe -ure : ion chlorure Cl^-, ion sulfure S^2-, ion cyanure CN^-.

Oxacides

Les oxacides (ou oxoacides) ont pour formule générique HXO. L'élément noté X est le plus souvent un non-métal mais il existe des oxacides à base de métal fortement oxydé (acide manganique HMnO₄ par exemple). L'élément associé à l'hydrogène dans un oxacide peut être oxydé à différents degrés. On connaît par exemple plusieurs types d'oxacides sulfuriques : l'acide sulfureux H₂SO₃, l'acide sulfurique H₂SO₄ et l'acide peroxydisulfurique H₂S₂O₈. La règle doit donc tenir compte du nombre d'oxydation de l'élément oxydé. Le nombre d'oxydation est le nombre de charges électriques (réelles dans le cas d'une liaison ionique, fictive dans le cas d'une liaison covalente) portées par l'élément à la base de l'oxacide. Dans le cas général, le nombre d'oxydation est égal à 1 ou 2. La règle est alors :

• de les nommer en faisant suivre <X-nom> par le suffixe -ate ou -ite et en ajoutant la mention « d'hydrogène ». Exemples : nitrite d'hydrogène HNO₂, nitrate d'hydrogène HNO₃ ;
• de les nommer en formant un adjectif avec <X-nom> suivi du suffixe -ique ou -eux. On utilise cette dénomination de préférence lorsque l'acide considéré est en solution aqueuse. Exemples : acide nitreux HNO₂, acide nitrique HNO₃.

Comme on le voit dans la figure qui précède, les oxacides sont porteurs de groupes OH. On a pourtant dit en début de ce post que la présence de ce groupe pouvait caractériser une base. Alors qu'est-ce qui différencie la soude NaOH de de l'acide nitrique NO₂OH ou de l'acide sulfurique SO₂(OH)₂ ? A l'état solide la soude est un cristal ionique. Cela signifie que ce cristal est formé de cations Na⁺ et d'anions OH^- maintenus ensemble par des liaisons ioniques. En solution dans l'eau, anions et cations se dissocient. Dans un oxacide la liaison entre l'atome d'oxygène du ou des groupe(s) OH et le minéral est covalente. La dissociation se fait entre l'atome d'oxygène et l'atome d'hydrogène.

Remarque : il existe une troisième catégorie de composés présentant un ou des groupes OH, les alcools. Ils sont généralement amphotères.

Acides carboxyliques

Les acides carboxyliques sont des acides faibles. Ils se dissocient partiellement dans l'eau (pH voisin de 5) :

Les acides carboxyliques jouent un rôle central en chimie organique (voir le post sur les acides carboxyliques à ce sujet). Un acide carboxylique est un acide porteur du groupe -COOH. A première vue, la présence du groupe -OH pourrait conduire à les classer parmi les alcools. L'acidité des acides carboxyliques s'explique par l'effet inductif de la liaison C=O qui est très polarisée, ce qui fait que le carbone attire les électrons de l'autre atome d'oxygène. Le groupe -OH étant lui aussi polarisé, l'électron de l'atome d'hydrogène est attiré par le carbone « électrophile ». La liaison de l'hydrogène avec le reste de la molécule est donc essentiellement ionique et l'ion H⁺ peut en être dissocié assez facilement.

L'ion carboxylate possède en fait deux formes mésomères. La liaison entre l'atome de carbone et les atomes d'oxygène est délocalisée et la charge est répartie entre les deux atomes d'oxygène. Ceci confère une bonne stabilité à cet ion.

Pour obtenir le nom d'un acide carboxylique, on ajoute le suffixe -oïque au nom de l'hydrocarbure qui constitue l'ossature de sa chaîne carbonée .

• HCOOH : acide méthanoïque (aussi appelé acide formique)
• CH₃-CH₂-COOH : acide propanoïque
• C₆H₅-COOH : acide benzoïque

Le nom de l'ion carboxylate correspondant est obtenu en remplaçant le suffixe -oïque par le suffixe -oate. Par exemple, l'ion HCOO^- est l'ion méthanoate.

Un acide aminé est un acide carboxylique possédant également un groupe amine.

Propriétés des acides

Les acides et les bases sont en général très réactifs. Il convient cependant de faire la distinction entre les réactions acido-basiques et les réactions d'oxydoréduction dans lesquelles des acides (ou des bases) peuvent intervenir. Dans une réaction acido-basique, les réactifs échangent un proton (acide de Brönsted) ou un doublet électronique (acide de Lewis) et le nombre d'oxydoréduction des substances en présence reste inchangé. A contrario, dans une oxydoréduction les réactifs échangent un électron et leur nombre d'oxydation évolue.

Réaction acide/base

La réaction acide/base typique s'écrit comme suit :

La caractéristique de la réaction acide/base est le transfert de protons. L'acide 1 cède un proton à la base 2 qui le capte et les rôles sont inversés à l'issue de la réaction. La configuration finale est plus stable que la configuration d'origine. On dit qu'il y a eu neutralisation. Le plus souvent, la réaction produit au final un composé peu réactif auquel on a donné le nom de sel, par extension du nom de sel donné au composé chimique NaCl bien connu des cuisiniers/ères.

Reprenons à titre d'exemple l'équation ci-dessus avec une solution de chlorure d'ammonium NH₄Cl et de soude NaOH. Il se produit dans cette solution une réaction acide/base dont l'équation est la suivante :

Le transfert de proton apparaît clairement si on décompose cette réaction en deux demi-équations :

La production d'ammoniac se traduit par un dégagement gazeux. L'ion chlorure Cl^- et l'ion Na⁺ quant à eux n'interviennent pas dans ces réactions. Par contre, ils laissent un résidu solide composé de cristaux de chlorure de sodium NaCl après évaporation de l'eau.

Remarque : dans cet exemple, c'est le couple (H₂O/OH^-) qui intervient dans la deuxième demi-réaction. C'est l'eau en tant que base qui joue le rôle d'accepteur de proton. On dit de l'eau que c'est un solvant protique. Un solvant protique est une solvant capable de céder ou de capter un proton. L'ammoniac, le méthanol ou l'acide sulfurique sont également des solvants protiques.

Comme on l'a vu, une réaction acido-basique conduit souvent à la formation d'un sel mais ce n'est pas systématique. C'est en général le cas lorsqu'on fait réagir un acide et un hydroxyde :

Dans l'exemple cité au début de ce post (réaction de l'ammoniac gazeux avec du chlorure d'hydrogène) on aboutissait également à la production d'un sel, le chlorure d'ammonium bien que l'ammoniac ne soit pas un hydroxyde :

Complexation

Une réaction de complexation est une réaction qui fait intervenir un acide de Lewis avec une base de Lewis. Ce type de réaction se traduit par l'échange d'un doublet d'électron. L'ion Ag⁺ comme de nombreux cations métalliques, est un acide de Lewis et l'ammoniac est, comme on l'a vu, une base de Lewis. La réaction de l'ion Ag⁺ avec de l'ammoniac en solution est une réaction de complexation :

Le produit de cette réaction est l'ion diamine argent. Un tel composé est appelé complexe : il associe une base de Lewis et un acide de Lexis.

Oxydoréduction

Les acides peuvent réagir avec les métaux et les oxyder. Ce type de réaction est d'ailleurs une source de corrosion majeure. Dans ce type de réaction, il n'y a pas à proprement parler de transfert de proton. C'est un transfert d'électrons qui se produit, transfert qui est la caractéristique d'une réaction d'oxydoréduction.

Acides non oxydants : l'acide chlorhydrique HCl et l'acide sulfurique H₂SO₄

Ces deux acides sont des acides forts totalement dissociés mais leur anion (Cl^- ou SO₄^2-) n'a pas un potentiel d'oxydation élevé. C'est la raison pour laquelle on les classe dans la catégorie des acides non oxydants. La réaction d'oxydoréduction fait intervenir l'ion hydronium H₃O⁺. C'est cet ion hydronium qui récupère les électrons libérés par les métaux considérés. Ce type de réaction ne se produit qu'avec des métaux très réducteurs comme le fer et le zinc. La réaction se traduit par un dégagement de dihydrogène et la formation d'ions Fe²⁺ ou Zn²⁺. Ils n'ont par contre pas d'effet sur des métaux peu réducteurs comme le cuivre ou l'argent. Si on prend l'exemple du fer, l'action du chlorure d'hydrogène se traduit comme suit :

L'ion fer se combine ensuite aux anions chlore pour former du chlorure de fer. On obtient certes l'équation résultante suivante :

mais cette équation est, d'une certaine manière trompeuse. Le dégagement d'hydrogène n'est pas le résultat d'une réaction acide/base mais bien d'une réduction de l'hydrogène libéré par le chlorure d'hydrogène. L'action de l'acide sulfurique sur le magnésium peut s'interprète de la même façon :

Un acide oxydant, l'acide nitrique

L'acide nitrique est un oxydant puissant qui peut oxyder les métaux nobles tels que le cuivre, le zinc ou l'argent. Cette propriété est due cette fois à l'ion nitrate NO₃^-. L'ion H₃O⁺ n'intervient pas. Lorsqu'on verse de l'acide nitrique sur du zinc par exemple, il y a production d'une abondante vapeur de NO₂ à la place du dihydrogène. L'oxydant est donc bien l'anion NO₃^- dont le nombre d'oxydation est diminué au cours de la réaction. Dans le cas du cuivre, c'est du monoxyde d'azote qui est produit.

Même chose avec de la poudre d'argent. La présence d'ions argent Ag⁺ est mise en évidence en diluant dans l'eau le produit obtenu et le faisant précipiter avec du chlorure de sodium (formation de chlorure d'argent).