Base chimique en solution
Une base chimique est une espèce capable de capter un proton selon Brønsted. Lorsqu’elle est dissoute dans l’eau, elle peut consommer des ions oxonium ou conduire à la formation d’ions hydroxyde, ce qui modifie les équilibres acido-basiques. Une solution est dite basique lorsque son activité en ions hydroxyde dépasse celle des ions oxonium, à la température considérée.
Réaction en solution aqueuse
Une base de Brønsted B accepte un proton d’un acide pour former son acide conjugué BH⁺. L’ion hydroxyde OH⁻ est une base, mais toutes les bases ne libèrent pas directement OH⁻ : l’ammoniac NH₃, par exemple, réagit avec l’eau et en produit par transfert de proton. La définition d’Arrhenius, limitée aux espèces qui augmentent la concentration en OH⁻ dans l’eau, a donc un domaine plus étroit.
Basicité, force et pH
La basicité exprime l’aptitude d’une espèce à se comporter comme base et dépend du solvant et du couple acide-base. Elle ne se déduit pas du seul pH d’une solution : celui-ci dépend aussi de la concentration, de la température, de la force ionique et des autres équilibres présents.
À 25 °C dans une solution aqueuse diluée, la neutralité correspond approximativement à pH 7. Cette valeur change avec la température, et l’échelle du pH n’est pas universellement bornée entre 0 et 14. Le qualificatif basique doit donc être rapporté au pH de neutralité dans les conditions de mesure.
Références
- IUPAC. Brønsted base. Compendium of Chemical Terminology, 5e édition. 10.1351/goldbook.B00745
- IUPAC. Basicity. Compendium of Chemical Terminology. 10.1351/goldbook.B00611
