En chimie, une base est considérée comme une substance pouvant accepter des protons ou tout composé chimique produisant des ions hydroxyde (OH-) en solution. Il est également communément appelé toute substance qui peut réagir avec un acide pour diminuer ou neutraliser ses propriétés acides, changer la couleur des indicateurs (par ex. le papier de tournesol rouge devient bleu), se sent glissant au toucher lorsqu’il est en solution, a un goût amer, réagit avec les acides pour former des sels et favorise certaines réactions chimiques (par exemple, la catalyse des bases). L’hydroxyde de sodium et l’ammoniac sont des exemples de bases simples. L’hydroxyde de sodium (NaOH), également appelé soude caustique ou lessive, se dissocie dans l’eau pour former des ions hydroxyde (OH-) et des ions sodium (Na +).

Les bases ont de nombreuses utilisations pratiques, et plusieurs d’entre elles se trouvent couramment à la maison. L’ammoniac domestique est un agent de nettoyage familier. La lessive est utilisée pour nettoyer les sabots et les drains d’évier. L’hydroxyde de potassium, également appelé potasse caustique, est utilisé pour fabriquer du savon doux qui se dissout facilement dans l’eau. L’hydroxyde de magnésium dans l’eau (également appelé lait de magnésie) est utilisé comme antiacide ou laxatif.

Alcali et base

Origines des concepts

Le terme « alcali » est dérivé du mot arabe al qalīy, signifiant « les cendres calcinées. »Ces cendres végétales étaient considérées comme ayant des propriétés telles que la capacité d’inverser l’action des acides et un pouvoir détergent. Ainsi, un alcali était initialement considéré comme l’antithèse d’un acide. La formation de sels à partir de la réaction acide et alcaline a conduit à l’idée que les sels peuvent être dérivés de deux constituants de natures opposées.

Pourtant, tous les constituants non acides ne possédaient pas de propriétés alcalines. Des exemples sont les oxydes et les hydroxydes de métaux lourds. Par conséquent, le concept de « base » est né. Ce concept a été introduit pour la première fois par le chimiste français Guillaume François Rouelle en 1754. Il a noté que les acides — qui à cette époque étaient principalement des liquides volatils, tels que l’acide acétique – ne se transformaient en sels solides que lorsqu’ils étaient combinés avec des substances spécifiques. Ces substances formaient une base en béton pour le sel, d’où son nom.

Confusion entre base et alcali

Les termes « base » et « alcali » sont souvent utilisés de manière interchangeable, car les bases les plus courantes sont les alcalis. Il est courant de parler de « mesure de l’alcalinité du sol » lorsque l’on entend en réalité la mesure du pH (propriété de base). De même, les bases qui ne sont pas des alcalis, telles que l’ammoniac, sont parfois appelées à tort alcalines.

Notez que la totalité ou même la plupart des sels formés par les métaux alcalins ne sont pas alcalins; cette désignation ne s’applique qu’aux sels basiques.

Alors que la plupart des oxydes métalliques électropositifs sont basiques, seuls les oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux solubles peuvent être correctement appelés alcalis.

Cette définition d’un alcali en tant que sel basique d’un métal alcalin ou alcalino-terreux semble être la plus courante, basée sur des définitions dictionnaires, cependant, des définitions contradictoires du terme alcali existent. Ceux-ci incluent :

• Toute base soluble dans l’eaualkali, Farlex, 2008. Récupéré le 8 avril 2008.</ref>C’est plus précisément ce qu’on appelle une base d’Arrhenius.
• La solution d’une base dans l’eau.

Définitions des acides et des bases

Les acides et les bases forment des paires complémentaires, de sorte que leurs définitions doivent être considérées ensemble. Il existe trois groupes communs de définitions : les définitions d’Arrhenius, de Brønsted-Lowry et de Lewis, par ordre de généralité croissante.

• Arrhenius: Selon cette définition, un acide est une substance qui augmente la concentration en ion hydronium (H3O +) lorsqu’il est dissous dans l’eau, tandis que les bases sont des substances qui augmentent la concentration en ions hydroxyde (OH-). Cette définition limite les acides et les bases aux substances qui peuvent se dissoudre dans l’eau. Vers 1800, de nombreux chimistes français, dont Antoine Lavoisier, croyaient à tort que tous les acides contenaient de l’oxygène. En effet, le mot allemand moderne pour l’oxygène est Sauerstoff (litt. substance acide). Les chimistes anglais, y compris Sir Humphry Davy, croyaient en même temps que tous les acides contenaient de l’hydrogène. Le chimiste suédois Svante Arrhenius a utilisé cette croyance pour développer cette définition de l’acide.
• Brønsted-Lowry: Selon cette définition, un acide est un donneur de protons (noyau d’hydrogène) et une base est un accepteur de protons (noyau d’hydrogène). On dit que l’acide est dissocié après le don du proton. Un acide et la base correspondante sont appelés paires acide-base conjuguées. Brønsted et Lowry ont formulé cette définition, qui inclut les substances insolubles dans l’eau qui ne figurent pas dans la définition d’Arrhenius.
• Lewis: Selon cette définition, un acide est un accepteur de paires d’électrons et une base est un donneur de paires d’électrons. (Ceux-ci sont fréquemment appelés « acides de Lewis » et « bases de Lewis », et sont respectivement électrophiles et nucléophiles en chimie organique; Les bases de Lewis sont également des ligands en chimie de coordination.) Les acides de Lewis comprennent des substances sans protons transférables (c’est-à-dire des ions hydrogène H +), telles que le chlorure de fer (III), et la définition de Lewis d’un acide a donc une application plus large que la définition de Brønsted-Lowry. La définition de Lewis peut également être expliquée avec la théorie des orbitales moléculaires. En général, un acide peut recevoir une paire d’électrons dans son orbitale inoccupée la plus basse (LUMO) de l’orbitale occupée la plus élevée (HOMO) d’une base. C’est-à-dire que l’HOMO de la base et le LUMO de l’acide se combinent pour former une orbitale moléculaire de liaison. Cette définition a été développée par Gilbert N. Lewis.

Propriétés générales

Certaines propriétés générales des bases comprennent:

• Goût: Goût amer (opposé au goût aigre des acides et à la douceur des aldéhydes et des cétones)
• Toucher: Sensation visqueuse ou savonneuse sur les doigts
• Réactivité:Caustique sur la matière organique, réagit violemment avec des substances acides ou réductibles
• Conductivité électrique : Les solutions aqueuses ou les bases en fusion se dissocient en ions et conduisent l’électricité
• Test décisif : Les bases deviennent bleues en papier de tournesol rouge.

Caractéristiques chimiques

Constante d’ionisation des bases et pH

Une équation générale peut être écrite pour l’acceptation des ions H+ de l’eau par une base moléculaire, B, pour former son acide conjugué, BH+.

B(aq) + H2O(l) ⇌BH +(aq) + OH-(aq)

K b = {{\displaystyle K_{b} ={\cdot\over}}Alors, K b = { {\displaystyle K_{b }= {\cdot\over}}

La constante d’équilibre Kb est aussi appelée Constante d’ionisation de base. Il fait référence à la réaction dans laquelle une base forme son acide conjugué en éliminant un ion H + de l’eau.

Le pH de l’eau (impure) est une mesure de son acidité. Dans l’eau pure, environ une molécule sur dix millions se dissocient en ions hydronium (H3O +) et en ions hydroxyde (OH−), selon l’équation suivante:

2H2O(l) ⇌ H3O + (aq) + OH- (aq)

Une base accepte (élimine) les ions hydronium (H3O +) de la solution, ou donne des ions hydroxyde (OH-) à la solution. Les deux actions réduiront la concentration en ions hydronium et augmenteront ainsi le pH. En revanche, un acide donne des ions H3O + à la solution ou accepte OH−, abaissant ainsi le pH.

Par exemple, si 1 mole d’hydroxyde de sodium (40 g) est dissoute dans 1 litre d’eau, la concentration en ions hydroxydes devient = 1 mol/L. Donc = 10-14 mol/L, et pH =−log 10-14 = 14.

La constante de basicité ou pKb est une mesure de basicité et liée à la pKa par la relation simple pKa + pKb = 14.

Force de base

Une « base forte » est une base qui s’hydrolyse complètement, déprotonant les acides dans une réaction acide-base, donc élevant le pH de la solution vers 14. Les composés avec un pH supérieur à environ 13 sont appelés bases fortes. Les bases fortes, comme les acides forts, attaquent les tissus vivants et provoquent de graves brûlures. Ils réagissent différemment à la peau que les acides alors que les acides forts sont corrosifs, nous disons que les bases fortes sont caustiques. Des exemples courants de bases fortes sont les hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux tels que NaOH et Ca (OH) 2. Des bases très fortes sont même capables de déprotoner des groupes C-H très faiblement acides en l’absence d’eau.Les superbases sont une classe de composés particulièrement basiques et les bases de harpon sont une classe spéciale de bases fortes avec une faible nucléophilie.

Exemples de Bases fortes (composés hydroxydes) en force décroissante:

• Hydroxyde de potassium (KOH)
• Hydroxyde de baryum (Ba (OH) 2)
• Hydroxyde de césium (CsOH)
• Hydroxyde de sodium (NaOH)
• Hydroxyde de strontium (Sr (OH) 2)
• Hydroxyde de calcium (Ca (OH)2)
• Hydroxyde de lithium (LiOH)
• Hydroxyde de rubidium (RbOH)

Les cations de ces bases fortes apparaissent dans les groupes 1 et 2 du tableau périodique (métaux alcalins et alcalino-terreux).

Des bases encore plus solides sont:

• Hydrure de sodium (NaH)
• diisopropylamide de lithium (LDA) (C6H14LiN)
• Amide de sodium (NaNH2)

Une « base faible » est une base qui ne s’ionise pas complètement en solution. Lorsqu’une base s’ionise, elle absorbe un ion hydrogène de l’eau qui l’entoure, laissant un ion OH derrière elle. Les bases faibles ont une concentration en H+ plus élevée que les bases fortes. Les bases faibles existent en équilibre chimique de la même manière que les acides faibles. La constante d’ionisation de base Kb indique la force de la base. Les grands Kb appartiennent à des bases plus fortes. Le pH d’une base est supérieur à 7 (où 7 est le nombre neutre; en dessous de 7 est un acide), normalement jusqu’à 14.L’ammoniac, utilisé pour le nettoyage, est un exemple courant de base faible.

Exemples de Bases faibles:

• Alanine (C3H5O2NH2)
• Ammoniac (eau) (NH3 (NH4OH))
• Diméthylamine ((CH3)2NH)
• Éthylamine (C2H5NH2)
• Glycine (C2H3O2NH2)
• Hydrazine ( N2H4)
• Méthylamine (CH3NH2)
• Triméthylamine ((CH3)3N)

Neutralisation acide-base

Les bases peuvent être considérées comme l’opposé chimique des acides. Une réaction entre un acide et une base est appelée neutralisation. Les bases et les acides sont considérés comme opposés car l’effet d’un acide est d’augmenter la concentration en ion hydronium (H3O +) dans l’eau, où les bases réduisent cette concentration. Les bases réagissent avec les acides pour produire des sels et de l’eau.

Un ion positif de sels provient de la base et son ion négatif provient de l’acide.En considérant un hydroxyde métallique comme base, la réaction générale est:

HX (aq) + MOH (aq) → MX (aq) + HOH (l) base acide eau salée

Sels de bases fortes et d’acides forts

Un acide fort HCl (acide chlorhydrique) réagit avec une base forte NaOH (hydroxyde de sodium) pour former du NaCl (sel = chlorure de sodium) et de l’eau. Si les quantités d’acide et de base sont dans le rapport stoechiométrique correct, la réaction subira une neutralisation complète où l’acide et la base perdront leurs propriétés respectives.

HCL (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)forte base acide d’eau salée forte

Sels de bases fortes et d’acides faibles

Une base forte NaOH (hydroxyde de sodium) ajoutée à un acide faible CH3COOH (acide acétique) dans 1L de solution, formant du NaCH3COO (acétate de sodium) et de l’eau.

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) → NaCH3COO (aq) + H2O(l)faible base acide d’eau salée faible

Les sels de bases faibles et d’acides forts

Les bases faibles réagissent avec les acides forts pour former des solutions salines acides. L’acide conjugué de la base faible détermine son pH. Par exemple, du NH3 (ammoniac) est ajouté à HCl (acide chlorhydrique) pour former du NH4Cl (chlorure d’ammonium).

NH3 (aq) + HCl (aq) → NH4Cl (aq) acide de base de sel fort faible

Dès que le sel est formé, il réagit avec l’eau, ce qui donne une solution légèrement acide.

Les sels de bases faibles et d’acides faibles

Les solutions salines contenant des cations acides et des anions basiques tels que NH4F (fluorure d’ammonium) ont deux réactions possibles:

NH4 + (aq) + H2O(l) ↔ H3O + (aq) + NH3(aq) Ka (NH4+) = 5,6 x 10-10 F- (aq) + H2O(l) ↔ HF (aq) + OH- (aq) Kb(F-) = 1.4 x 10-11

Depuis Ka(NH4+) >Kb(F-), la réaction de l’ammoniac avec l’eau est plus favorable. Par conséquent, la solution résultante est légèrement acide.

Alcalis

Sels alcalins

La plupart des sels basiques sont des sels alcalins, dont des exemples courants sont:

• hydroxyde de sodium (souvent appelé « soude caustique »)
• hydroxyde de potassium (communément appelé « potasse »)
• lessive (terme générique, pour l’un des deux précédents, ou même pour un mélange)
• carbonate de calcium (parfois appelé « chaux libre »)
• l’hydroxyde de magnésium est un exemple d’alcali atypique: c’est une base faible (ne peut pas être détectée par la phénolphtaléine) et il a une faible solubilité dans l’eau .

Sol alcalin

Un sol dont le pH est supérieur à 7,4 est normalement appelé alcalin. Cette propriété du sol peut se produire naturellement, en raison de la présence de sels alcalins. Bien que certaines plantes préfèrent un sol légèrement basique (y compris les légumes comme le chou et le fourrage comme le buffle), la plupart des plantes préfèrent un sol légèrement acide (pH entre 6,0 et 6,8), et les sols alcalins peuvent causer des problèmes.

Lacs alcalins

Dans les lacs alcalins (un type de lac salé), l’évaporation concentre les sels alcalins naturels, formant souvent une croûte de sel légèrement basique sur une grande surface.

Exemples de lacs alcalins :

• Lac Redberry, Saskatchewan, Canada.
• Lac Tramping, Saskatchewan, Canada.

Alcalinité des non-hydroxydes

Le carbonate de sodium et l’ammoniac sont des bases, bien qu’aucune de ces substances ne contienne de groupes OH−. En effet, les deux composés acceptent H + lorsqu’ils sont dissous dans l’eau:

Na2CO3 + H2O → 2 Na + + HCO3- + OH-NH3 + H2O → NH4 + + OH-

Bases en tant que catalyseurs hétérogènes

Les substances basiques peuvent être utilisées comme catalyseurs hétérogènes insolubles pour les réactions chimiques. Des exemples sont les oxydes métalliques tels que l’oxyde de magnésium, l’oxyde de calcium et l’oxyde de baryum ainsi que le fluorure de potassium sur l’alumine et certaines zéolithes. Beaucoup de métaux de transition constituent de bons catalyseurs, dont beaucoup forment des substances de base. Des catalyseurs basiques ont été utilisés pour les hydrogénations, la migration des doubles liaisons, dans la réduction de Meerwein-Ponndorf-Verlay, la réaction de Michael et de nombreuses autres réactions.

Chimie de base pratique

En plus de leurs utilisations dans l’industrie, les bases ont de nombreuses applications autour de la maison. Les antiacides sont utilisés pour neutraliser l’acidité de l’estomac; les jardiniers utilisent des bases telles que la chaux (CaO) pour rendre le sol plus basique. Des bases douces sont utilisées pour tout nettoyer, de la vaisselle et des vêtements aux véhicules et au chien de la famille.

Neutralisation de l’acidité gastrique

Un antiacide est une base utilisée pour neutraliser l’excès d’acide gastrique. La dose recommandée est la quantité de base nécessaire pour neutraliser une partie, mais pas la totalité, de l’acide gastrique.

La chimie Acido-Basique de certains Antiacides:

Compound	Chemical Formula	Chemical Reaction
Aluminum hydroxide	Al(OH)3	Al(OH)3(s) + 3 HCl(aq) —–> AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
Calcium carbonate	CaCO3	CaCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium carbonate	MgCO3	MgCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium hydroxide	Mg(OH)2	Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
Sodium bicarbonate	NaHCO3	NaHCO3(aq) + HCl(aq) —–> NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Household Cleaners

Most cleaning compounds such as dishwashing detergents, scouring powders, laundry detergents, and oven cleaners are basic. Il y a plusieurs décennies, le savon de lessive fait maison était utilisé pour nettoyer les vêtements ainsi que la peau des gens. La chose la plus proche du savon à lessive que nous voyons aujourd’hui est le détergent à vaisselle. Les travaux de nettoyage vraiment difficiles autour de la maison nécessitent des nettoyants chimiquement agressifs. Des nettoyants très basiques sont utilisés pour éliminer la saleté, la graisse ou les taches. Les nettoyants de drain et de four sont à l’autre extrémité du spectre de pH, ayant des pH de 12 ou plus. Ils contiennent généralement une base forte telle que le NaOH qui réagit avec les graisses et la graisse pour former un savon soluble. Toutes les solutions fortement basiques, tant au laboratoire qu’à la maison, sont dangereuses et doivent être manipulées avec prudence en tout temps.

Voir aussi

• Théories de la réaction acide-base
• Acide

Notes

• Brown, Theodore E., H. Eugene LeMay et Bruce E Bursten. Chimie: La Science Centrale (10e Édition). Rivière Saddle supérieure, NJ : Prentice Hall, 2005. ISBN 0131096869
• Corwin, C. H. Concepts de chimie d’introduction &Connexions (3e éd.). Rivière Saddle supérieure, New Jersey : Prentice Hall, 2001. Il n’y a pas de lien entre les deux. Chimie (4e éd.). Rivière Saddle supérieure, New Jersey : Prentice Hall, 2004. ISBN 0131402080
• Moore, J. W., C. L. Stanitski et P. C. Jurs. Chimie La Science Moléculaire. New York : Harcourt College, 2002. ISBN 0030320119
• Oxlade, Chris. Acides et Bases (Produits chimiques en action). Bibliothèque Heinemann, 2002. ISBN 1588101940

Tous les liens récupérés le 13 mai 2016.

• CurTiPot – Diagrammes d’équilibre acide-Base, calcul du pH et courbes de titrage simulation et analyse – freeware