Théorie d'Arrhenius

Définition de la théorie d'Arrhenius

Notre voyage dans la théorie d'Arrhenius commence avec Svante Arrhenius, le chimiste qui a donné son nom à la théorie. Le scientifique suédois Svante Arrhenius est né le 19 février 1859 et est décédé le 2 octobre 1927, à l'âge de 68 ans. Arrhenius était un chimiste accompli de son vivant. Il n'est pas étonnant qu'il ait remporté le prix Nobel de chimie en 1903 !

_{Figure 1. Svante Arrhenius,}

Je suis sûr que tu te demandes ce qu'a fait exactement Arrhenius pour mériter sa place parmi les plus grands scientifiques de l'histoire. Eh bien, Svante Arrhenius a été le premier chimiste à classer les acides et les bases ! Voyons maintenant la définition de la théorie d'Arrhenius sur les acides et les bases.

Théorie d'Arrhenius sur les acides et les bases

Selon la théorie d'Arrhenius, les acides d'Arrhenius se dissocient dans l'eau pour former des ions hydrogène (^H+). En d'autres termes, un acide d'Arrhenius augmente la concentration d'ions ^H+ lorsqu'il est dissous dans l'eau (_H2O). Par exemple, lorsque l'acide bromhydrique (HBr) se dissout dans l'eau, il se dissocie en ions hydrogène et en ions brome.

$$ \text{HBr} \xrightarrow{\text{H}_{2}\text{O}}\text{ H}^{+}\text{ + Br}^{-} $$

Or, une base d'Arrhenius se dissocie dans l'eau pour former des ions hydroxyde (^OH-), ce qui augmente la concentration d'ions hydroxyde dans la solution. L'hydroxyde de potassium (KOH) est un exemple courant de base d'Arrhenius. Lorsque le KOH se dissout dans l'eau, il se sépare en cations de potassium (^K+) et en anions d'hydroxyde (^OH-).

$$ \text{KOH } \xrightarrow{\text{H}_{2}\text{O}}\text{ K}^{+}\text{ + OH}^{-} $$

Jetons un coup d'œil à un problème !

Limites de la théorie d'Arrhenius

Comme toute chose dans ce monde, la théorie d'Arrhenius n'est pas parfaite et elle a quelques limites. Selon la définition d'Arrhenius des acides et des bases, le cation ^H+ et l'^anion OH- sont fondamentaux pour le concept d'acide/base. Il ne peut donc expliquer que le comportement des acides et des bases qui contiennent effectivement ^H+ et ^OH-.

Cependant, il existe des acides et des bases qui ne correspondent pas à cette description théorique. Par exemple, le NaHSO4 aqueux_est acide, tandis que le _Na2CO3 aqueux est basique.

Une autre limite de la théorie d'Arrhenius sur les acides et les bases est qu'elle ne décrit pas le comportement des acides et des bases dans les solutions non aqueuses.

Elle n'explique pas non plus le comportement de H+ ^{dans l'}eau. Il s'avère que ^H+ ne peut pas exister sous forme d'ions dans l'eau car ces ions sont attirés par les molécules d'eau polaires, formant des ions hydronium (^H3O+). Pour expliquer ce comportement des H+, les scientifiques peuvent proposer la théorie d'Arrhenius modifiée.

Par exemple, l'ionisation de l'acide carbonique dans l'eau produit des ions ^H3O+ et des ions ^HCO3-.

$$ \text{H}_{2}\text{CO}_{3}(aq)\text{ + H}_{2}\text{O}(l) \longrightarrow \text{H}_{3}\text{O}^{+}(aq) \text{ + HCO}_{3}^{-}(aq)$$.

Théorie d'Arrhenius sur la dissociation électrolytique

En 1903, Svante Arrhenius a reçu le prix Nobel de chimie pour avoir mis au point la théorie de la dissociation électro lytique, qui décrit les solutions aqueuses en termes d'acides (acides d'Arrhenius) et de bases (bases d'Arrhenius).

Cette théorie visait également à expliquer pourquoi certaines solutions sont capables de conduire l'électricité, et elle proposait que ces ions présents dans la solution permettent à l'électricité de circuler !

La théorie d'Arrhenius de la dissociation électrolytique est très utilisée en laboratoire lorsqu'il s'agit d'électrolyse, un processus chimique qui consiste à faire passer un courant électrique dans une solution aqueuse contenant des ions afin de diviser les composés en leurs éléments.

Équation de la théorie d'Arrhenius

Enfin, parlons de l'équation d'Arrhenius, également attribuée à Svante Arrhenius. Cette équation n'est toutefois pas liée à la théorie d'Arrhenius sur les acides et les bases ou à la théorie d'Arrhenius sur la dissociation électrolytique, car elle est associée aux taux de réaction. Les taux de réaction aident les scientifiques à prédire la rapidité ou la lenteur d'une réaction chimique.

Au cours d'une réaction chimique, le changement de la température à laquelle la réaction a lieu affecte la constante de vitesse, \(k\). Plus précisément, l'augmentation de la température entraîne une augmentation de la valeur de la constante de vitesse (\(k\)), ce qui accélère la réaction.

Cette information a conduit Arrhenius à dériver l'équation d'Arrhenius, qui relie la constante de vitesse et la température.

L'équation d'Arrhenius est illustrée ci-dessous :

$$ k = \text{A}e^{\frac{\text{-E}_{a}}{\text{RT}} $$

Où :

• \(k\) est la constante de vitesse du premier ordre.
• A est le facteur de fréquence (également appelé facteur pré-exponentiel)
• \(e\) est le logarithme naturel de la base
• \(\text{-E}_{a}\) est l'énergie d'activation (kJ/mol)
• T est la température absolue (K)
• R est la constante molaire universelle des gaz, donnée comme 8,314 J/mol-K.

La principale utilisation de la méthode aqueuse d'Arrhenius consiste à calculer l'énergie d'activation d'une réaction chimique, en utilisant un graphique ln \(k\) en fonction de 1/T. La pente de ce graphique est considérée comme étant \(\frac{\text{-E}_{a}}{\text{R}}\). Ainsi, si l'on sait que la valeur de R est de 8,314 J/mol-K, on peut calculer l'énergie d'activation de la réaction !

Figure 3. Graphique de l'équation d'Arrhenius

J'espère que tu es maintenant plus confiant dans ta compréhension de la théorie d'Arrhenius et des réalisations de Svante Arrhenius !