Voir la source de Acide

{{Voir homonymes|Acide (homonymie)}}
{{Voir homophones|Hassid}}
[[Image:AceticAcid012.jpg|vignette|150px|Acide acétique à l'état solide.]]

Un '''acide''' est un [[composé chimique]] [[acide minéral|minéral]] ou [[Acide organique|organique]] accepteur, au sens large, de [[Paire d'électrons de Lewis|doublets électroniques]]. Il est généralement défini par des réactions-types dans différents [[solvant]]s, en particulier en libérant l'[[ion hydronium]] dans l'[[Molécule d'eau|eau]]<ref>La notion d'acide de Lewis englobe les autres notions d'acide décrites ci-dessous.</ref>.

Les acides réagissent souvent en dégageant de l'énergie avec d'autres composés chimiques appelés [[base (chimie)|bases]] (les [[alcali]]s des Anciens), qui, elles, donnent des doublets électroniques et ont le pouvoir de générer, en tout ou partie, l'[[ion hydroxyle]] dans l'eau. Les [[Acide fort|acides forts]], dans un milieu solvant donné, initient des réactions complètes et rapides, transformant le solvant en sa forme la plus acide ; les [[Acide faible|acides faibles]] contribuent à des [[Équilibre chimique|réactions équilibrées]]<ref>La remarque est similaire pour les bases. Comme les notions de base et d'acide peuvent être conjuguées, il s'ensuit l'existence des couples acide-base impliqués au niveau élémentaire dans les [[Réaction acido-basique|réactions acido-basiques]].</ref>. L'existence de plusieurs fonctionnalités acides au sein d'un même composé chimique caractérise les [[polyacide]]s.

Dans le cadre de la théorie de Brønsted-Lewis, le [[potentiel hydrogène|pH]] d'une [[Solution aqueuse|solution]] obtenue en [[Dissolution (chimie)|dissolvant]] un acide dans l'eau est inférieur à sept<ref>[http://www.actu-environnement.com/ae/dictionnaire_environnement/definition/acide.php4 « Acide »], sur ''actu-environnement.com''.</ref>.

Les acides sont connus depuis l'Antiquité pour leur pouvoir de dissolution des [[Métal|métaux]], ainsi que, de manière plus floue avant [[Antoine Lavoisier|Lavoisier]], le pouvoir de neutraliser les solutions alcalines. Le chimiste britannique [[Robert Boyle|Boyle]] les identifiait au {{s-|XVII}} par leur capacité à rougir la teinture de tournesol, mais aussi par leur surprenant pouvoir de précipiter le [[soufre]] de ses solutions alcalines.

== Histoire de la notion d'acide ==
La première définition d'acide est apparemment d'origine [[organoleptique]], comme en témoigne le monde gréco-romain avec l'adjectif latin ''ăcǐdus'', signifiant « aigre, piquant, et donc acide » et déjà au sens figuré, « acide, désagréable »<ref>Le terme est classique, avec le verbe ''ǎcǐdāre'' signifiant « devenir aigre ou acide », l'adjectif ''ǎcǐdǔlus,a,um'' « aigrelet » à l'origine du mot français ''oseille'' via ''acidula'', l'adverbe ăcǐdē « de façon amère, pénible, désagréable », voire le substantif féminin ''ǎcǐdǐtās'' cité au {{s|IV}} par le médecin [[Marcellus Empiricus]] avec le sens en premier lieu médicinal, mais aussi général d'« aigreur ».</ref>.

=== Antiquité ===
L'Antiquité utilise la notion d'acide, en particulier chez les Romains qui utilisent le mot ''acetum'' pour parler du vin acide ou ''aceti vinum'' (analogue au vinaigre), d'où le terme ''acétique''. Les alchimistes indiens connaissaient aussi cette notion qui est présente dès le {{XIIe siècle av. J.-C.}} dans un traité d'alchimie, le ''Rasārṇava''<ref>Partington J. R. (1989), ''A short History of Chemistry'', Ed. Dover, {{p.|31}}</ref>, ou ''Traité des préparations métalliques''<ref>{{lien web |titre=Rasarnava / alchemical treatise |url=http://global.britannica.com/EBchecked/topic/491646/Rasarnava |site=Encyclopedia Britannica |consulté le=13-08-2020}}.</ref>. Chez les Grecs, l'acidité est attribuée à des atomes pointus. Ce point de vue perdurera jusqu'au {{XVIIIe siècle}}.

=== Moyen Âge ===
Les alchimistes de l'[[Moyen Âge|époque médiévale]] ont aussi contribué à comprendre cette notion, en particulier, en produisant des acides. L'[[alchimiste]] perse (ou arabe selon les sources) [[Jabir Ibn Hayyan]] savait synthétiser l'[[acide sulfurique]] et l'utiliser pour préparer de l'[[acide chlorhydrique]]. De nombreux traités d'alchimie expliquent comment distiller l'acide acétique à partir du vinaigre ou l'acide nitrique à partir du [[Nitrate de potassium|salpêtre]]. Voir par exemple, le traité ''De secretis Naturae''<ref>{{lien web |langue=en |titre=Coelvm philosophorvm, sev, De secretis naturae liber : Ulstadius, Philippus : Free Download, Borrow, and Streaming : Internet Archive |url=https://archive.org/details/coelvmphilosopho00ulst |site=Internet Archive |consulté le=07-11-2020}}.</ref> attribué au philosophe et alchimiste catalan [[Raymond Lulle]], ou en catalan Ramon Llull<ref>Partington J.R. (1989), ''A short history of Chemistry'', Ed. Dover, {{p.|39}}</ref>.

=== Époque moderne ===
L'[[époque moderne]] qui, du point de vue de la chimie, s'achève avec Lavoisier, a aussi connu de nombreux progrès sur la notion d'acidité. Les synthèses de plusieurs acides minéraux sont mises au point ou améliorées. Dans le traité ''Letztes Testament'' attribué à [[Basile Valentin]], les synthèses de l'acide sulfurique et de l'acide chlorhydrique sont décrites. Le chimiste [[Johann Rudolf Glauber]] (1604-1670), précurseur de la chimie contemporaine a amélioré la synthèse de nombreux acides donc celle de l'acide chlorhydrique<ref>Partington J.R. (1989), ''A short history of Chemistry'', Ed. Dover, {{p.|63}}</ref>. Du point de vue théorique, [[Nicolas Lémery]] (1645-1715) explique toujours l'acidité des corps par le fait qu'ils contiennent des particules pointues qui piquent la langue<ref>Partington J.R. (1989), ''A short history of Chemistry'', Ed. Dover, {{p.|60}}</ref>. Le physicien et chimiste [[Robert Boyle]] donne en 1675 quelques propriétés générales des acides et des bases, telles que le goût aigre aux aliments, leur action comme [[solvant]]s, et de nombreuses propriétés chimiques<ref>Partington J.R. (1989), ''A short history of Chemistry'', Ed. Dover, {{p.|76}}</ref>. À la fin de cette période, le chimiste anglais [[Joseph Black]] découvre les propriétés acides du [[dioxyde de carbone]], (l'acide aérien) et sa réaction avec de nombreuses bases comme la [[Oxyde de magnésium|magnésie]] MgO.

=== Époque contemporaine ===
La première théorie de l'acidité est due à [[Antoine Lavoisier|Lavoisier]] qui définit un acide comme un composé contenant de l'oxygène.

{{citation bloc|On a vu que l’air de l'atmosphère était principalement composé de deux fluides aériformes ou gaz, l'un respirable, susceptible d'entretenir la vie des animaux, dans lequel les métaux se calcinent et les corps combustibles peuvent brûler ; l'autre, qui a des propriétés absolument opposées, que les animaux ne peuvent respirer, qui ne peut entretenir la combustion, etc. Nous avons donné à la base de la portion respirable de l'air le nom d'oxygène, en le dérivant de deux mots grecs όξύς, acide, γείνομαι, j'engendre, parce qu'en effet '''une des propriétés les plus générales de cette base est de former des acides en se combinant avec la plupart des substances'''.|Lavoisier|Traité élémentaire de chimie, 1864 (1789).}}

Ce qu'écrit Lavoisier est correct tant que « la plupart des substances » sont des non-métaux comme N et P qui donnent par combustion les acides nitrique, phosphorique, etc., mais s'est rapidement révélé incorrect avec les éléments comme le calcium et le magnésium, puisqu'ils donnent la chaux (CaO), la magnésie (MgO), qui sont des bases.

[[Carl Wilhelm Scheele]] découvre de nouveaux acides, ou de nouvelles préparations d'acides déjà connus : la [[baryte]] (BaO), l'[[acide fluorhydrique]] (à partir de CaF<sub>2</sub> et de l'acide sulfurique), l'[[acide phosphorique]] (à partir d'os), les acides arsénique, molybdique, etc.

[[Humphry Davy]] prolongea la théorie de Lavoisier en précisant qu'une base est la combinaison d'un métal et de l'oxygène.

Peu après, [[Jöns Jacob Berzelius]], considéré avec Lavoisier comme le fondateur de la chimie moderne, unifie les travaux sur les acides et les bases en proposant une théorie électrochimique qui définit un sel comme le résultat de l'action d'un acide et d'une base<ref>Partington J.R. (1989), ''A short history of Chemistry'', Ed. Dover, {{p.|196}}</ref>.

En 1838, [[Justus von Liebig]] reprend la théorie de Davy et de Dulong sur l'importance de l'hydrogène dans les acides. Pour Leibig, un acide est un corps qui peut remplacer un métal par un hydrogène H. Par exemple, AH est un acide s'il permet la réaction de déplacement de Na<sup>+</sup>{{retrait|1= {{Fchim|CH|3|COONa}} + AH → {{Fchim|CH|3|COOH}} + NaA }}

=== Acidité d'Arrhenius ===
L’acidité fut ensuite définie par [[Svante August Arrhenius]] à la fin du {{XIXe siècle}} : un acide est un composé chimique pouvant céder des [[proton]]s (ions H{{exp|+}}) en [[solution aqueuse]] et une base un composé chimique pouvant libérer des ions [[hydroxyde]] (HO{{exp|−}}) en solution aqueuse. Mais cette définition n’était pas assez générale et n’expliquait pas la basicité de certains composés chimiques ne libérant pas de HO{{exp|−}} en solution aqueuse.

On peut aisément reconnaitre expérimentalement un acide au sens d'Arrhenius grâce à des tests de [[potentiel hydrogène|pH]]. Une solution acide a un pH inférieur à 7, à {{tmp|25|°C}}. Plus le pH est bas, plus l’acidité est forte. Pour mesurer le pH, on peut effectuer différents tests : papiers pH, indicateurs colorés, utilisation d’un [[pH-mètre]], feuilles de chou rouge, etc.

== Acide de Brønsted ==
[[Joannes Brønsted]] est le premier à avoir théorisé l'acidité avec la possibilité de faire un traitement quantitatif avec tous les acides.
Selon la [[théorie de Brønsted-Lowry]], énoncée en 1923, un acide est une espèce qui peut libérer un [[proton]]<ref>{{GoldBook|title=Brønsted acid|file=B00744}}</ref>, et une base toute espèce qui peut capter un proton.

Remarques :
* la notion de [[Polyacide|diacide]] ne fait pas partie de la théorie de Brønsted (mais de celle d'Arrhenius), en effet, un acide de Brønsted est associé à un couple acide-base comme cela est expliqué ci-dessous, et dans un couple, un seul ion H<sup>+</sup> est échangé ;
* les protons ne pouvant exister à l'état libre en solution, ils sont toujours associés soit à la forme acide d'un acide de Brønsted, soit au solvant ;
* il est pertinent de distinguer « acide » et « forme acide ». L'acide est l'entité qui réagit avec une base, alors que la forme acide est l'entité associée à la forme basique dans un couple ;
* le test de pH permettant de reconnaître un acide d'Arrhenius permet également de reconnaître un acide de Brønsted.

La définition de l'acide dans la théorie de Brønsted implique qu'il peut céder un proton pour donner sa forme basique et, réciproquement, qui peut être formé lorsque sa forme basique fixe un proton. La notion de couple acide-base<ref>{{lien web |titre=Untitled Document |url=http://old.iupac.org/didac/Didac%20Fr/Didac01/Content/H01.htm |site=iupac.org |consulté le=07-04-2023}}.</ref> est donc intimement liée à la définition de Brønsted.

Réaction acide-base :
:<math chem>\begin{align}
\underset{\text{acide 1}}{\ce{AH}} + \underset{\text{base 2}}{\ce{B}} \quad \ce{<=>} \quad \underset{\text{base conjuguée d'acide 1}}{\ce{A-}} + \underset{\text{acide conjugué de base 2}}{\ce{BH+}}
\end{align}</math>

Équilibre de Brønsted :
:<math chem>\begin{align}
\underset{\text{forme acide}}{\ce{AH}} + \underset{\text{solvant}}{\ce{H2O}} \quad \ce{<=>} \quad \underset{\text{forme basique}}{\ce{A-}} + \underset{\text{ion acide du solvant}}{\ce{H3O+}}
\end{align}</math>

Les réactions qui ont lieu entre un acide et une base sont nommées « réactions acido-basiques », ou « réactions acide-base ».

Dans cette théorie, l'[[autoprotolyse]] de l'eau s'interprète comme la réaction de l'acide eau (c'est-à-dire de la forme basique du couple [[Ion hydronium|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]]/H<sub>2</sub>O) avec la base eau (c'est-à-dire la forme acide du couple H<sub>2</sub>O/[[Hydroxyde|HO<sup>−</sup>]]). L'eau est donc un [[ampholyte]].

L'avantage de cette théorie sur la théorie d'[[Svante August Arrhenius|Arrhenius]] est double :
* la théorie justifie que certains produits comme l'[[ammoniac]] soient considérés comme des bases ;
* la théorie ne spécifie pas que le solvant est l'eau et peut donc traiter de réaction acido-basique en solvant non aqueux (voir ci-dessous).

== Acide de Lewis ==
{{Article détaillé|Acide de Lewis}}

La définition de [[Gilbert Lewis|Lewis]] (1923) est plus générale que celle de Brønsted. Par cette définition, un acide est un composé chimique qui peut, au cours d’une réaction, accepter une paire d’électrons (un doublet) :
* un [[acide de Lewis]] est accepteur de doublet, ayant donc une [[orbitale atomique|orbitale]] vide ;
* une [[base de Lewis]] est un donneur de doublet, ayant un doublet libre ([[doublet non liant]]).

Notes :
* la reconnaissance d'un acide de Lewis n'est pas effectuée avec le test de pH décrit ci-dessous pour les acides d'Arrhenius. Pour autant, l'introduction d'un acide de Lewis (par exemple AlCl<sub>3</sub>) dans l'eau pure conduit presque toujours à une diminution de son pH ;
* le produit résultant de l'association d'un acide et d'une base de Lewis est un complexe ;
* il est essentiel de considérer que ce sont des doublets électroniques qui sont mis en jeu et non des électrons. En effet, un corps capable de donner un électron n'est pas une base de Lewis mais un réducteur ;
* la notion d'[[électrophile|électrophilie]] est proche de celle d'acide de Lewis. La différence est une question de point de vue : l'acide de Lewis est un point de vue thermodynamique alors que l'électrophile est un point de vue cinétique. Ainsi, les acides de Lewis se comparent avec des constantes d'équilibre alors que les électrophiles se comparent avec des constantes de vitesse de réaction ;
* les acides de Lewis possèdent une lacune électronique dans leur structure ;
* la plupart des cations métalliques sont des acides de Lewis ;
* les acides de Brønsted sont souvent des acides de Lewis, la réciproque n'est pas vraie.

== Acide hors solution ==
Les acides peuvent se présenter sous forme<ref>Andrew Hunt, « La chimie de A à Z, 1200 définitions », Dunod, 2006</ref> :
* solide : [[acide citrique]], [[acide tartrique]] ;
* liquide : [[acide sulfurique]], [[acide nitrique]], [[acide acétique]] ;
* gazeuse : les [[halogénure d'hydrogène|halogénures d'hydrogène]] qui, dissous dans l’eau, donnent des solutions d’[[acide halogénohydrique|acides halogénohydriques]].

== Acide dans l'eau ==
Les réactions dans l’eau sont souvent traitées avec la théorie de Brønsted. Un acide peut être représenté par la formule générique AH (ou AH<sup>+</sup>).

=== Acides faibles, acides forts ===
On établit une distinction entre les [[Acide faible|acides faibles]] et les [[Acide fort|acides forts]]. Ces derniers sont caractérisés par le fait que lorsqu’ils sont introduits dans l’eau, l’entité AH n’existe pas en solution car la réaction avec l'eau est totale et produit l’ion du solvant [[Ion hydronium|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]].

Parmi les acides forts, on retrouve les [[Nomenclature des acides#Hydracide|hydracides]] (tels les [[acide halogénohydrique|acides halohydriques]] [[Acide chlorhydrique|HCl]], [[acide bromhydrique|HBr]], [[acide iodhydrique|HI]]) et les [[oxoacide]]s (molécules acides possédant un atome central avec un haut [[Nombre d'oxydation|degré d’oxydation]] entouré d’atomes d’[[oxygène]], par exemple : [[acide nitrique]], [[acide sulfurique]], [[acide perchlorique]], [[permanganate|acide permanganique]]).

Il est équivalent de parler d’acide/base « fort(e)s », et d’acide ou base « totalement dissocié(e) ». Plus la réaction entre AH et H<sub>2</sub>O ci-dessous est déplacée vers la droite, plus l'acide est fort (et moins il est faible). Certains acides comme l'[[acide chlorhydrique]] déplacent la réaction complètement vers la droite. De tels acides n'existent donc pas dans l'eau.

=== Constante d'acidité ===
On classe les acides faibles ([[Acide méthanoïque|acide formique]], [[acide acétique]]) en fonction de leur [[constante d'acidité]]. Celle-ci est définie comme la constante de l'équilibre de Brønsted dont les réactifs sont l'{{nobr|acide HA}} et le solvant (par exemple l'eau H<sub>2</sub>O), et les produits : la base {{nobr|conjuguée A<sup>−</sup>}} et la forme acide du solvant (par exemple [[Ion hydronium|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]]).

{{retrait|1= AH + H<sub>2</sub>O = A<sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> }}

=== Échelle de pH ===
Dans l’eau, l’acidité est mesurée à l’aide de l’échelle des pH. Cette échelle est communément considérée entre 0 et 14, de très acide à très basique. Ces valeurs ne sont pas arbitraires, elles correspondent au pH d'une solution dans laquelle l'activité (pour faire simple : la concentration) de l'acide du solvant H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> et de la base du solvant [[Hydroxyde|HO<sup>−</sup>]] valent {{unité/2|1|mol||L|-1}}. L’eau est à la fois un acide faible et une base faible (on dit que l'eau est un ampholyte ou bien un [[amphotère]]).

On compare habituellement la « force » des acides :
* théoriquement, à partir de leur pK<sub>A</sub> ;
* expérimentalement, en comparant le pH de solutions de ces acides à la même concentration.

=== Nivellement des acides et des bases ===
Tout acide fort dans l'eau réagit pour donner - de façon totale - l'[[Ion hydronium|ion H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]]. La force de ces acides n'est donc pas comparable. Ce phénomène est appelé ''nivellement'' des acides par le [[solvant]].

Pour comparer les « forces » des acides/bases totalement dissociés, il est nécessaire de se placer dans un autre solvant que l'eau ({{ex}} [[éthanol]]) moins réactif, c'est-à-dire moins basique, l'acide éthanoïque (pur) plus acide que l'eau, etc.

Dans l’eau, l’acide le plus fort est H{{ind|3}}O{{exp|+}} (H{{exp|+}}{{ind|[[solvatation|aqueux]]}}) et la base la plus forte est HO{{exp|−}}. Il convient de garder en mémoire que ces notations (H{{ind|3}}O{{exp|+}} et HO{{exp|−}}) ne constituent qu’une simplification schématique du système. Dans la réalité, H{{exp|+}} et HO{{exp|−}} sont tous deux entourés par une [[sphère de solvatation]] (plusieurs [[Molécule d'eau|molécules d’eau]], [[Polarité (chimie)|polaires]], établissant des liaisons de type électrostatique avec les [[ion]]s). Une notation plus rigoureuse devrait donc être H(H{{ind|2}}O){{ind|n}}{{exp|+}} et HO(H{{ind|2}}O){{ind|n}}{{exp|−}}. Cependant, cette notation plus rigoureuse n’apporte rien à la compréhension des phénomènes acido-basiques.

== Acides dans d'autres solvants ==
La théorie de Brønsted se généralise à d'autres solvants.

=== Solvants protiques ===
Les [[Solvant protique|solvants protiques]] sont capables de céder et capter un ion H<sup>+</sup> ([[hydron]]), appelé communément [[proton]] (d'où le terme « solvant protique »). Les solvants protiques sont caractérisés par leur équilibre d'autoprotolyse, et par la [[constante d'équilibre]] de cet équilibre.

Par exemple :
* le solvant [[ammoniac|NH{{ind|3}}]] s'autoprotolyse en ion [[amidure|NH{{ind|2}}{{exp|−}}]] et ion [[ammonium|NH{{ind|4}}{{exp|+}}]] ;
* le solvant [[acide fluorhydrique|HF]] pur s'autoprotolyse en H<sub>2</sub>F<sup>+</sup> et F<sup>−</sup> ;
* le solvant [[acide acétique|CH{{ind|3}}COOH]] pur s'autoprotolyse en {{Fchim|CH|3|COOH|2}}<sup>+</sup> et {{Fchim|CH|3|COO}}<sup>−</sup> ;
* l'[[acide sulfurique]] H{{ind|2}}SO{{ind|4}} s'autoprotolyse en {{Fchim|H|3|SO|4}}<sup>+</sup> et {{Fchim|HSO|4}}<sup>−</sup>.

Dans ces solvants, la notion de couple acide-base est définie de la même façon. Les échanges de protons se font toujours entre les formes acide ou basique du couple et le solvant (ou ses ions issus de l'équilibre d'autoprotolyse). Certains couples existent dans l'eau et dans d'autres solvants, mais d'autres peuvent exister dans l'eau et pas dans un autre solvant ou réciproquement. Par exemple :
* le couple HCl/Cl<sub>-</sub> existe dans le solvant acide éthanoïque (pur) car HCl y est un acide faible, alors que ce couple n'existe pas dans l'eau car l'acide y est fort ;
* le couple NH<sub>4</sub><sub>+</sub>/NH<sub>3</sub> existe dans l'eau ou dans le solvant éthanol, mais pas dans le solvant acide sulfurique (pur) où l'ammoniac y est totalement protoné, car l'acide sulfurique est un acide fort.

=== Solvants non protiques ===
==== Solvants n'échangeant pas de particule ====
De nombreux solvants ne peuvent échanger ni proton ni aucune autre particule. C'est le cas des hydrocarbures par exemple. Dans ce cas, les acides et les bases ne peuvent pas être nivelés. Ces solvants ne solvatant pratiquement pas les ions, les équilibres (par exemple HCl/Cl<sup>−</sup>) sont peu déplacés dans le sens de formation de Cl<sup>−</sup>.

==== Solvants échangeant des particules autres que H<sup>+</sup> ====
Certains solvants peuvent échanger des particules autres que des protons. Ils sortent du cadre de la théorie de Brønsted, et doivent être traités dans le cadre de la théorie du ''système du solvant''. Par exemple, dans un solvant comme BrCl<sub>3</sub>, l'équilibre correspondant à l'autoprotolyse s'écrit :{{retrait|1= 2BrCl<sub>3</sub> = BrCl<sub>2</sub><sup>+</sup> + BrCl<sub>4</sub><sup>−</sup> }}

Une espèce ajoutée dans ce solvant est un acide si elle contribue à augmenter la concentration en ions BrCl<sub>2</sub><sup>+</sup>. C'est une base si elle contribue à augmenter la concentration en ions BrCl<sub>4</sub><sup>−</sup>. Par exemple :
* NaCl est une base car en se dissolvant, il se forme Na<sup>+</sup> et Cl<sup>−</sup> et cet ion chlorure se fixant sur le solvant BrCl<sub>3</sub> donne la forme BrCl<sub>4</sub><sup>−</sup> ;
* AlCl<sub>3</sub> est en revanche un acide puisqu'il peut arracher un ion Cl<sup>−</sup> à BrCl<sub>3</sub> et donner AlCl{{ind|4}}<sup>−</sup> et BrCl<sub>2</sub><sup>+</sup>.

D'autre particules peuvent être échangées, comme l'ion [[oxyde]]. Ainsi, avec [[dioxyde d'azote|NO{{ind|2}}]], on a la réaction 2&nbsp;NO{{ind|2}} → [[acide nitrique|NO{{ind|3}}{{exp|−}}]] + [[monoxyde d'azote|NO{{exp|+}}]] qui peut être vue comme le transfert d’un ion O{{exp|2−}} c’est la définition des acides de Lux-Flood. On peut alors définir une base comme un donneur d’ion [[oxyde|O{{exp|2−}}]](riche en électron) et un acide comme un accepteur d’ion O{{exp|2−}}. Dans d’autres cas c’est un transfert d’ion [[fluorure|F{{exp|−}}]]. Ce type de conception des réactions en solution joue un rôle important en [[métallurgie]] et dans l’étude des roches (voir ci-dessous).

=== Acides en géologie, en chimie des sels fondus, en préparation verrière ===
Un acide de Flood est un accepteur d'ion oxyde O<sup>2−</sup>. En [[pétrologie]], on dit qu’une roche est acide si elle renferme plus de 65 % de [[Dioxyde de silicium|silice]]. Ceci est une règle qui traduit la définition des acides de Lux-Flood : le minéral silice {{fchim|SiO|2}}, bon accepteur d’ion oxyde O{{exp|2−}}, est susceptible d'engendrer l'ion [[silicate]] tétraédrique {{fchim|SiO|4}}{{exp|4−}}, la silice est acide.

Une application parfois facile est la formation de l'[[acide silicique]]<ref>Cette dernière entité est parfois décrite sous une forme hydroxylée complète, Si(OH){{ind|4}} ou son mésomère H{{ind|2}}SiO{{ind|3}}.H{{ind|2}}O</ref>.

{{retrait|1= SiO{{ind|2}}<sub>solide à site de surface attaquable, verre mal stabilisé</sub> + H{{ind|2}}O<sub>liquide eau pure et agressive</sub> = H{{ind|2}}SiO{{ind|3}}<sub>soluble et solvaté</sub> }}

Si les roches riches en silice sont acides, à l'instar de la [[rhyolite]] ou des granites, les roches pauvres en silice et riches en chaux CaO ou en magnésie MgO sont par contre basiques.

Cela a une importance pour comprendre le comportement des [[magma (géologie)|magmas]] (notamment dans les [[volcan]]s), et lorsque l’on veut dissoudre une roche pour l’analyser, par exemple dissolution dans un acide pour analyse par [[Spectrométrie à plasma à couplage inductif|ICP]] ou bien dissolution dans un verre pour analyse par [[spectrométrie de fluorescence X]] (technique dite de la « [[perle fondue]] »).

Pour cette dernière application, on estime souvent l’acidité par l’''indice d’acidité'', qui est le nombre d’atomes d’oxygène divisé par le nombre d’autres atomes{{refnec}} ; par exemple, le SiO{{ind|2}} a un indice d’acidité de 2, le CaCO{{ind|3}} a un indice d’acidité de 1,5.

== Goût ==
Le [[goût]] acide est reconnu grâce à des récepteurs particuliers PKD2L1, qui sont probablement sensibles à la présence des ions H{{exp|+}}, ou à certains nucléotides cycliques. Malgré certaines études on sait à présent que sa reconnaissance est indépendante de la reconnaissance du goût salé. Ces récepteurs jouent aussi un rôle physiologique important dans le reste de l’organisme et sont exprimés à la surface de certaines cellules pour contrôler la quantité de CO{{ind|2}} dans le [[sang]] ou la quantité de [[liquide cérébrospinal]].

== Dissolution acide ==
Une des principales propriétés des solutions acides est de pouvoir dissoudre un grand nombre de [[matériau]]x. Le pouvoir de dissolution dépend de la concentration de l’acide et de la nature chimique du matériau et de l’acide.

Les [[métal|métaux]], quand le [[Potentiel d'oxydoréduction|potentiel redox]] du couple cation/métal dérivant de ce métal est inférieur à 0, ne sont pas stables dans les solutions acides, ils sont donc [[Réaction d'oxydoréduction|oxydés]] (c’est-à-dire ionisés par perte d’un ou plusieurs [[électron]]s) ; l’[[ion]] métallique peut alors rester sous forme [[dissolution (chimie)|dissoute]] ([[solvatation|solvatée]]), ou se combiner avec un ou plusieurs ions [[oxygène]] et former un [[oxyde]]. L’acidité est un des paramètres importants de la [[corrosion aqueuse]]. La dissolution des métaux est utilisée en gravure d’art, c’est la technique de l’[[eau-forte]] ; elle est aussi utilisée en [[métallographie]] pour révéler des défauts (par exemple [[joint de grains|joints de grain]]).

Le [[calcaire]] se dissout aisément avec des acides faibles ; on nettoie les robinetteries avec du jus de [[citron]] ([[acide citrique]]) ou du [[vinaigre]] ([[acide acétique]]).

Les [[verre]]s peuvent être dissous par de l’[[acide fluorhydrique]], mais la manipulation de cet acide est extrêmement dangereuse, du fait de la présence d’ions [[fluorure]].

Les acides concentrés peuvent provoquer des [[Brûlure chimique|brûlures]] sur la peau et les muqueuses (yeux, nez, bouche). En cas de brûlure par acide, il faut :
* protéger : en se protégeant ([[gant]]s…), fermer le récipient et éviter que l’acide ne se répande (utilisation de papier absorbant), ouvrir les fenêtres pour éviter les dégagements de vapeurs ;
* retirer les vêtements imbibés (en faisant attention à ne pas contaminer d’autres personnes ou des parties saines de la victime) ;
* faire ruisseler de l’eau pour laver la partie atteinte, en évitant de contaminer les parties saines ;
* [[Alerte (premiers secours)|prévenir les secours]] (« [[112 (numéro d'appel d'urgence)|112]] » dans l’Union européenne, « [[Service d'aide médicale urgente|15]] » en France) en mentionnant le produit en cause.
L’utilisation d’acides concentrés doit toujours se faire par des personnes formées et équipées (blouse, gants, lunette), sous [[Hotte (laboratoire)|hotte]].

== Exemples ==
Voici quelques-uns des principaux acides :
* l'[[acide acétique]], de formule {{fchim|CH|3|COOH}}, acide principal du vinaigre ;
* l'[[acide acétylsalicylique]], de formule {{fchim|HC|9|H|7|O|4}}, plus connu sous le nom d'aspirine ;
* l'[[acide ascorbique]], de formule {{fchim|H|2|C|6|H|6|O|6}}, plus connu sous le nom de {{nobr|vitamine C}} ;
* l'[[acide citrique]], de formule {{fchim|H|3|C|6|H|5|O|7}}, un acide présent dans les [[agrumes]] ;
* l'[[acide chlorhydrique]], de formule HCl, en solution aqueuse : [[Ion hydronium|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]] + [[Chlorure|Cl<sup>−</sup>]]<sub>(aq)</sub>, couramment utilisé dans l'industrie.
* l'[[acide sulfurique]], de formule {{fchim|H|2|SO|4}}
* l'[[acide nitrique]], de formule {{fchim|HNO|3}}
* l'[[acide formique]]
* l'[[acide désoxyribonucléique]] ou [[ADN]]
* l'[[acide lactique]]
* les [[Acide gras|acides gras]]
* les [[acides aminés]]

== Notes et références ==
{{Références}}

== Voir aussi ==
{{Autres projets
 | wiktionary = acide
 | commons = Category:Acids
 | wikiversity = Acidité et basicité
}}

=== Bibliographie ===

* F. Claisse, ''{{lang|en|Physics and chemistry of borate fusion}}''
* {{Ouvrage|langue=fr|titre=Chimie inorganique|prénom1=James|nom1=Huheey|auteur2=Ellen A Keiter|auteur3=Richard L Keiter|auteur4=André Pousse|responsabilité4=trad. de l'anglais par|auteur5=Jean Fischer|responsabilité5=trad. de l'anglais par|lieu=Paris Bruxelles|éditeur=De Boeck|année=1996|pages totales=964|isbn=978-2-804-12112-9|bnf=FRBNF37670940}}. En particulier, {{chap.|9}}, « La chimie des bases et des acides », {{p.|318-358}}.

=== Articles connexes ===
* [[Liste d'acides]]
* [[Acide carboxylique]]
* [[Acide gras]]
* [[Acide halohydrique]]
* [[Réaction d'oxydoréduction]]
* [[Solution tampon]]
* [[Électrochimie]]

=== Liens externes ===
{{Liens}}

{{Palette|Acides et bases}}
{{Portail|chimie|Nettoyage et hygiène}}

[[Catégorie:Acidité et basicité|*]]