Voir la source de Base (chimie)

{{Voir homonymes|base|alcalin}}
[[Fichier:Ammonia solution (25-28%).jpg|thumb|Bouteille d'[[ammoniaque]] à 25-28%.]]
Une '''base''' est une substance chimique qui, à l'inverse d'un [[acide]], est capable de capturer un ou plusieurs [[proton]]s ou, réciproquement, de fournir une paire d'[[électron]]s. Un milieu riche en bases est dit '''basique''' ou '''alcalin'''. Il existe différents modèles chimiques pour expliquer le comportement des bases. La [[réaction chimique]] d'un acide et d'une base donne un [[sel (chimie)|sel]] et de l'[[eau]].

C'est un produit caustique, qui peut provoquer des brûlures. Les bases les plus connues sont la [[Chaux (matière)|chaux vive]], l'[[ammoniaque]] et la [[hydroxyde de sodium|soude]].

== Théories successives ==
=== Premières théories: Rouelle, Arrhenius ===
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 (tels que l'[[acide acétique]]), se transforment en sels solides cristallisés lorsqu'ils sont combinés avec certaines substances particulières<ref group=n>{{cita|j'ai étendu le nombre de ces sels autant qu'il était possible, en définissant génériquement le sel neutre un sel formé par l'union d'un acide avec une substance quelconque, qui lui sert de base & lui donne une forme concrète ou solide}}. (''Mémoire sur les sels neutres'' de 1754, p. 573-574)</ref>. Rouelle a considéré qu'une telle substance sert comme ''base'' du sel, en lui donnant une {{citation|forme concrète ou solide}}<ref>{{en}} William B. Jensen, « The Origin of the Term Base », ''Journal of Chemical Éducation'' • 1130 Vol. 83 No. 8 août '''2006'''.</ref>.
Auparavant, [[Robert Boyle]] (1627-1691) avait su différencier un acide d'une base en mettant à profit le changement de couleur du sirop de violette (passage du rouge au vert). Avant lui, seul le goût piquant des acides permettait de les reconnaître<ref>{{Ouvrage|langue=fr|auteur1=Bernard Vidal|titre=Histoire de la chimie|éditeur=[[Presses universitaires de France]]|collection=[[Que sais-je ?]]|lieu=Paris|numéro dans collection=35|année=1998|pages totales=126|isbn=978-2-13-048353-3|bnf=36705795}}</ref>.

Les premières définitions modernes d'un acide et d'une base furent proposées par [[Svante August Arrhenius]] en 1884. Selon Arrhenius, un acide est un composé à hydrogène mobile qui relâche dans l'eau des ions hydrogènes ou [[hydron]]s H{{exp|+}}, alors qu'une base est un composé qui relâche des ions [[hydroxyde]] OH{{exp|−}} 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  [[Polarité (chimie)|polaires]] :

* autoprotolyse de l'ammoniac : {{fchim|NH|3}} + {{fchim|NH|3}} ⇌ {{fchim| NH|2}}{{exp|−}} + {{fchim|NH|4}}{{exp|+}}

* autolyse{{refnec}} de l'[[anhydride acétique]] : {{fchim|(CH|3|CO)|2|O}} ⇌ {{fchim|CH|3|CO}}{{exp|+}} + {{fchim|CH|3|COO}}{{exp|−}}{{refnec}}

Selon la théorie du système solvant, une base est une substance qui augmente la concentration des anions du solvant et un acide une substance qui augmente la concentration des cations du solvant. 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 généralisés en 1923, tout d'abord par les chimistes [[Joannes Brønsted]] et [[Thomas Lowry]], puis dans la même année par [[Gilbert Lewis]] qui en a donné la définition la plus universelle. Les ions H{{exp|+}} sont maintenant nommés des [[proton]]s, à la suite de la découverte par [[Ernest Rutherford]] en 1919 qu'ils sont des composantes des atomes autres que l'hydrogène.

=== Théorie de Brønsted et Lowry ===
La [[théorie de Brønsted-Lowry]] définit une base comme un "accepteur de proton", c'est-à-dire ou une espèce capable de capter un ion H<sup>+</sup>. De même un acide est défini comme un "donneur de proton" ou substance capable de céder un ion H<sup>+</sup>.

D'après cette définition et l'ion OH<sup>–</sup> et la molécule d'ammoniac (NH<sub>3</sub>) sont classées comme bases: OH<sup>–</sup> + H<sup>+</sup> → H<sub>2</sub>O et aussi NH<sub>3</sub> + H<sup>+</sup> → NH<sub>4</sub><sup>+</sup>. 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 tel que l'ammoniac liquide, ce qui a eu une grande importance pour l'analyse chimique. Dans l'ammoniac liquide, la base la plus forte est l'ion [[amidure]] NH<sub>2</sub><sup>–</sup>.

=== Théorie de Lewis ===
La [[Acides et bases de Lewis|théorie des acides et bases formulée par Gilbert Lewis]] est encore plus générale. Le chimiste américain [[Gilbert Lewis]] a proposé qu'une [[liaison chimique]] est formée par le partage d'électrons entre atomes. Lewis définit une base comme un donneur de doublet d'électrons et un acide comme accepteur de doublet d'électrons. En effet, la base partage une paire d'électrons avec l'acide pour former un composé de coordination appelé [[adduit]] de Lewis ou [[complexe de coordination]].

La théorie de Brønsted-Lowry est en fait un cas particulier de la théorie de Lewis avec le proton comme accepteur de doublet d'électrons. Mais d'autres [[acide de Lewis|acides de Lewis]] sont connus aussi ; par exemple le [[trifluorure de bore]] possède une [[couche électronique]] (octet) incomplète sur l'atome de bore qui peut accepter une autre paire d'électrons. De même, de nombreux ions des [[métal de transition|métaux de transition]] sont des acides de Lewis.

Toutefois en chimie des [[Solution aqueuse|solutions aqueuses]] et des [[Science des surfaces|surfaces minérales]], le modèle de Brønsted-Lowry reste largement utilisé, et on continue de raisonner en termes d'échange de protons. Dans l'enseignement, on définit d'ailleurs toujours, au moins dans un premier temps, un acide et une base selon le modèle de Brønsted.

== Dans l'eau ==
En milieu aqueux, on utilise habituellement la définition de Brønsted-Lowry. Une base peut être représentée par l'espèce générique A<sup>–</sup>, soit l'anion basique dérivé de l'acide HA.

Lorsque la base A<sup>–</sup> est mise en présence d'[[eau]], la réaction suivante a lieu :

: A<sup>–</sup> + H<sub>2</sub>O ⇌ HA + OH<sup>−</sup> {{Spaces|5}} (1)

: <math chem>K_b = \frac\ce{[HA] [OH^{-}]}\ce{[A^{-}]}</math> {{Spaces|8}} (2)

La constante de cette réaction est appelée constante de basicité et on la note ''K''<sub>b</sub>. On établit une distinction entre les [[base faible|bases faibles]] et les [[base forte|bases fortes]]. Une base forte est totalement dissociée dans l'eau, alors qu'une base faible n'est que partiellement dissociée dans l'eau.

HA est capable de céder un proton. On a en fait un couple base faible/acide faible conjugué A<sup>–</sup>/HA.

: HA + H<sub>2</sub>O ⇌  A<sup>–</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> {{Spaces|4}} (3)

En conséquence, la [[constante d'acidité]] ''K<sub>a</sub>'' est uniquement définie dans le cas des bases faibles et vaut alors :

: <math chem>K_a = \frac\ce{[A^{-}] [H_3O+]}\ce{[HA]}</math> {{Spaces|7}} (4)

''K<sub>a</sub>'' est en fait la [[constante d'équilibre]] de la réaction de dissociation de HA l'acide conjugué à la base A<sup>–</sup> (3).

Parmi les bases les plus fortes, on retrouve l'[[hydroxyde de sodium]] NaOH (soude), et la [[chaux (matière)|chaux]] (chaux vive CaO ou chaux éteinte Ca(OH)<sub>2</sub>).

Dans l'eau, la basicité est mesurée à l'aide de l'échelle de [[potentiel hydrogène|pH]], comme l'acidité (les deux notions étant complémentaires).

L'eau elle-même est à la fois un acide faible et une base faible et subit l'[[autoprotolyse]].

: {{H2O}} + {{H2O}} ⇌ OH<sup>–</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>

et

: ''K''<sub>eau</sub> = [OH<sup>–</sup>] × [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] = 10<sup>-14</sup> (à 25°C)

ou ''K''<sub>eau</sub> est la constante de dissociation de l'eau. Pour un couple donné acide faible-base faible, les trois constantes sont reliées<ref name="Zumdahl">S. Zumdahl, Steven S., ''Chimie des Solutions'', Les Éditions CEC Inc., 1988, {{p.|167}}, {{ISBN|2-7617-0472-X}}</ref> par K<sub>a</sub> K<sub>b</sub> = K<sub>eau</sub>.

== En géologie, en chimie du verre, du ciment, ou en chimie des sels fondus ==
En [[pétrologie]] et en chimie des [[Sel fondu|sels fondus]], du [[verre]], du [[ciment]] (mais aussi en [[métallurgie]] pour la mise au point des [[Laitier (métallurgie)|laitiers]], en [[céramique]], en [[catalyse]], ou pour étudier le comportement des [[Combustible nucléaire|combustibles nucléaires]]), on utilise de préférence la définition de Lux-Flood : une base est une espèce pouvant céder un ion oxyde O<sup>2−</sup> tandis qu'un acide est capable d'accepter un ion oxyde<ref>Une base de Flood est un donneur d'oxyde O<sup>2−</sup>. Lire {{p.|319-320}} du {{chap.|9}}, « La chimie des bases et des acides », in {{Harvsp|texte=Chimie inorganique| ||id=UH4H4I|p=318-358}}.</ref>{{,}}<ref name="Lux1939">{{article| nom1=Lux | prénom1=Hermann | lien auteur=Hermann Lux | année=1939 | titre=“Säuren” und “Basen” im Schmelzfluss: Die Bestimmung der Sauerstoffionen‐Konzentration | journal=Zeitschrift für Elektrochemie und angewandte physikalische Chemie | volume=45 | numéro=4 | pages=303–309 | issn=0372-8323 | doi=10.1002/bbpc.19390450405 | url=https://onlinelibrary.wiley.com/doi/epdf/10.1002/bbpc.19390450405 | accès url=payant}}</ref>{{,}}<ref name="Flood1947">{{article|auteur1=Flood, H.|lien auteur1=Håkon Flood|auteur2=Forland, T.|année=1947|titre=The Acidic and Basic Properties of Oxides|journal=Acta Chem. Scand.|volume=1|numéro=6|pages=592–604|doi=10.3891/acta.chem.scand.01-0592|pmid=18907702|accès doi=libre}}</ref>. Par exemple, l'oxyde de calcium CaO est une base et la [[silice]] SiO<sub>2</sub> un acide, car dans la réaction :

: CaO + SiO<sub>2</sub> → CaSiO<sub>3</sub> ([[wollastonite]])

le CaO cède son ion oxyde O<sup>2−</sup> :

: CaO → Ca<sup>2+</sup> + O<sup>2−</sup>

qui est capturé par SiO<sub>2</sub> pour donner un anion silicate :

: O<sup>2−</sup> + SiO<sub>2</sub> → SiO<sub>3</sub><sup>2−</sup>.

Dans un four à ciment, SiO<sub>2</sub> accepte encore un second anion oxyde pour former l'anion tétrahédrique SiO<sub>4</sub><sup>4−</sup> et donner de la [[bélite]] suivant la réaction suivante :

: 2 CaO + SiO<sub>2</sub> → Ca<sub>2</sub>SiO<sub>4</sub> (bélite ou C<sub>2</sub>S en [[notation cimentière]]).

{| class="wikitable right" style="width:15%;"
|+ Basicité optique (Λ) d'oxydes de [[laitier (métallurgie)|laitier]]<ref name="Pretorius2018">{{Lien web | nom1=Pretorius | prénom1= Eugene | titre=Fundamentals of EAF and ladle slags and ladle refining principles | site=Academia.edu | date=2018-01-14 | url=https://www.academia.edu/35667652/FUNDAMENTALS_OF_EAF_AND_LADLE_SLAGS_AND_LADLE_REFINING_PRINCIPLES?email_work_card=title | consulté le=2024-05-25 | langue=en}}</ref>{{,}}<ref name="Pretorius2002">{{Article | nom1=Pretorius | prénom1=E. B. | nom2=Nunnington | prénom2=R. C. | année=2002 | titre=Stainless steel slag fundamentals: from furnace to tundish | périodique=Ironmaking & Steelmaking | volume=29 | numéro=2 | pages=133–139 | issn=0301-9233 | doi=10.1179/030192302225003495 | langue=en}}</ref>
|-
|[[Oxyde de sodium|{{fchim|Na|2|O}}]]
|style="text-align:center"|1,15
|-
|[[Oxyde de calcium|CaO]]
|style="text-align:center"|1,0
|-
|[[Oxyde de magnésium|MgO]]
|style="text-align:center"|0,78
|-
|[[Fluorure de calcium|{{fchim|CaF|2}}]]
|style="text-align:center"|0,67
|-
|[[Dioxyde de titane|{{fchim|TiO|2}}]]
|style="text-align:center"|0,61
|-
|[[Alumine|{{fchim|Al|2|O|3}}]]
|style="text-align:center"|0,61
|-
|[[Oxyde de manganèse(II)|MnO]]
|style="text-align:center"|0,59
|-
|[[Oxyde de chrome(III)|{{fchim|Cr|2|O|3}}]]
|style="text-align:center"|0,55
|-
|[[Oxyde de fer(II)|FeO]]
|style="text-align:center"|0,51
|-
|[[Oxyde de fer(III)|{{fchim|Fe|2|O|3}}]]
|style="text-align:center"|0,48
|-
|[[Dioxyde de silicium|{{fchim|SiO|2}}]]
|style="text-align:center"|0,48
|}

Géologues et géochimistes, voire physico-chimistes de la [[Physique de la matière condensée|matière condensée]], décrivent plus communément l'évolution des formations et (micro)structures minérales en termes de potentiel oxygène (pO<sup>2–</sup>) et non pas de [[potentiel hydrogène]] (pH) selon la théorie de Lowry-Brønsted.

D'une façon générale, on dit qu'une roche est basique si, par sa teneur globale ou [[Composition chimique|composition]] brute, elle est pauvre en [[dioxyde de silicium]], ou [[silice]], {{fchim|SiO|2}}. La silice est un oxyde acide susceptible d'engendrer l'ion [[silicate]] tétraédrique {{fchim|SiO|4}}{{exp|4−}}. Les [[basalte]]s, ne contenant qu'environ 30 % de silice, et d'une manière générale les roches basaltiques, sont basiques.

Cela a une grande importance dans le comportement des [[Magma (géologie)|magmas]] et affecte leur [[viscosité]] (notamment dans les volcans), et aussi lorsqu'il faut dissoudre une roche pour l'analyser (dissolution dans de l'acide pour l'[[Spectrométrie à plasma à couplage inductif|ICP-AES]], ou bien dans un verre pour l'analyse en [[Spectrométrie de fluorescence des rayons X|spectrométrie de fluorescence X]]).

Les [[Calcaire|roches calcaires]], c'est-à-dire les roches carbonatées contenant du [[carbonate de calcium]] ou du [[dolomite|carbonate de calcium et de magnésium]], sont basiques parce qu'elles réagissent aux acides d'un point de vue trivial. Par exemple, la [[craie]] au contact d'[[acide chlorhydrique]] ou [[Acide acétique|acétique]] réagit et fait effervescence. Sa structure ionique se décompose en libérant du [[Dioxyde de carbone|gaz carbonique]] CO{{ind|2}} et des ions calcium Ca{{exp|2+}} en solution.

: CaCO<sub>3</sub> + 2 HCl → CaCl<sub>2</sub> + {{H2O}} + {{CO2}}

== Propriétés ==
L'équilibre d'une base faible avec sa forme acide conjuguée est caractérisé au moyen d'une [[Constante d'équilibre#Constantes d'équilibre particulières|constante d'équilibre]] ''K''<sub>b</sub>. Lorsque la valeur du pOH (14 - pH) est égale à celle du ''pK''<sub>b</sub> (-log''K''<sub>b</sub>), la concentration en base et celle de son acide conjugué sont égales. Un composé basique peut avoir plusieurs ''pK''<sub>b</sub>, correspondant à chacun de ses groupes ionisables.

L{{'}}[[Alcalinité de l'eau#Titre alcalimétrique complet|'''alcalinité totale''']] d'une [[Solution (chimie)|solution]] est une mesure de la somme des concentrations de toutes les espèces basiques dissoutes ([OH<sup>–</sup>] + 2[CO<sub>3</sub><sup>2–</sup>] + [HCO<sub>3</sub><sup>–</sup>]) et des autres espèces basiques éventuellement présentes en solution : phosphates, silicates, borates…). Elle est déterminée par titrage de la solution basique au moyen d'un acide fort, souvent en recourant à la méthode de [[Graphe de Gran|titrage de Gran]] pour une plus grande précision des résultats de mesure.

Les bases possèdent une paire d'[[électron]]s qu'elles peuvent partager avec un acide de Lewis. Elles sont donc [[nucléophile]]s en ce sens qu'elles sont attirées par les noyaux chargés positivement et prennent part aux réactions de [[substitution nucléophile]] en [[chimie organique]].

== Notes et références ==
=== Notes ===
{{Références|groupe=n|colonnes=1}}

=== Références ===
{{Références}}

=== Sources ===
* ''Encyclopedia of Industrial Chemical analysis'', Smell-Hilton, 1966
* ''Valence and structure of Atoms and Molecules'', Chemical Catalog, G.N Lewis, 1938
* {{Ouvrage|id=UH4H4I|langue=fr|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|titre=Chimie inorganique|éditeur=De Boeck|lieu=Paris Bruxelles|année=1996|pages totales=964|isbn=978-2-8041-2112-9|bnf=37670940}}. En particulier, {{chap.|9}}, « La chimie des bases et des acides », {{p.|318-358}}.
 
== Voir aussi ==
{{Autres projets|wikiversity=Acidité et basicité|wikiversity titre=Acidité et basicité}}
=== Articles connexes ===
* [[Alcalinité de l'eau]]

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

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

[[Catégorie:Acidité et basicité|*]]