Acides et bases

 

Ici 3 concepts acido-basiques sont présentés.

• Le concept d’Arrhénius
• Le concept de Lewis
• Le concept de Bronsted

Nous allons examiner de plus près le concept Brönsted.

Général : Qu’est-ce qu’une base ? La condition préalable est que la molécule ait une seule paire d’électrons. Exemple concret. Ammoniac, NH3, autres exemples l’anion éthanoate, CH3CH2O-, l’anion chlorure, l’anion fluorure. Prérequis important : Une base n’est jamais chargée positivement, ce n’est pas un cation !

Le concept d’Arrhénius

Dans le concept d’Arrhenius, un composé qui forme des cations H+, des protons, dans une solution aqueuse est appelé un acide. D’autre part, les bases sont des anions OH, des ions hydroxyde.

Voici la notation exacte : ions H+(aq) et ions OH-(aq).

base = OH- (aq), acide = H+ (aq)

La force de l’acide ou de la base dépend de la façon dont un composé se dissocie complètement dans l’eau en cations H+ et anions OH.

Le concept de Lewis

Dans le concept de Gilbert N. Lewis, comme mentionné ci-dessus, la base a au moins une seule paire d’électrons. L’anion fluorure est une base de Lewis. L’anion fluorure peut donner sa seule paire d’électrons. C’est un donneur de paires d’électrons.

Dans le cas de l’acide de Lewis, en revanche, une telle paire d’électrons est souvent manquante car l’octet électronique (règle de l’octet répété) n’est pas respecté. Avec BF3, la règle de l’octet n’est pas respectée avec le bore. 2 électrons manquent. Le BF3 peut maintenant accepter une paire d’électrons en réagissant avec un anion fluorure. BF3 est un acide de Lewis.

Bien que la règle de l’octet soit remplie dans certains composés, la densité électronique peut être réduite à certains endroits pour des raisons structurelles. Un manque d’électrons qui en résulte peut faire réagir le composé comme un acide de Lewis. Le dioxyde de soufre, SO2, réagit avec l’anion hydroxyde, OH- en anion sulfate d’hydrogène HSO3-. Le SO2 est un acide de Lewis, l’anion hydroxyde est une base de Lewis.

Dans le cas de composés complexes, comme mentionné ci-dessus sous les composés chimiques, l’atome central peut être appelé acide de Lewis et les ligands comme base de Lewis.

Fe3+ + 6CN- ===> Fe(-CN)6(3-), hexacyanoferrate

Fe3+ = acide de Lewis

CN- = base de Lewis

En général:

Les bases de Lewis sont des donneurs de paires d’électrons

Les acides de Lewis sont des accepteurs de paires d’électrons

Voir le tableau ci-dessous pour des exemples de réactions acide-base de Lewis :

 

 

Le concept Bronsted

Johannes Bronsted et Thomas Lowry ont développé le concept acide-base en 1923.

La base, à son tour, a nécessairement une seule paire d’électrons et peut avoir une charge négative ou peut être un anion. Cependant, même avec ce concept, une base ne peut jamais être un cation. Contrairement au concept de Lewis, le concept de Bronsted ne fournit pas la paire d’électrons, mais le proton.

L’acide de Bronsted est un donneur de protons. Un acide de Bronsted doit donc contenir un atome H et peut aussi être un cation. Le trifluorure de bore, BF3, ne peut pas du tout être un acide dans le concept de Bronsted. Un atome H est manquant. La base, à son tour, agit comme un accepteur de protons. La base accepte le proton de l’acide. Les acides et les bases sont principalement dissous dans l’eau, H2O. Les substances dissoutes dans l’eau, H2O, sont marquées du signe (aq).

Dans la réaction XH(aq) + H2O ===> H3O+ + X-(aq) (généralement, X est n’importe quel élément ici)

XH est l’acide et fonctionne comme un donneur de protons et H2O est la base comme un accepteur de protons.

Important! Les réactions acido-basiques sont des réactions d’équilibre !

Revoyez « L’équilibre chimique » dans le chapitre précédent ! Comme l’équilibre peut également être déplacé vers la droite ou vers la gauche à volonté, la réaction acide-base est considérée comme réversible.

Parce que dans la réaction inverse H3O+ + X-(aq) ===> H2O + XH(aq) H3O+ agit comme un acide et X-(aq) comme une base. Comme vous pouvez le voir, 2 acides XH et H3O+ (le cation hydrogénium) et 2 bases H2O et X- sont impliqués dans la réaction.

Dans la réaction directe, XH cède un proton et devient la base X-. La même chose se produit avec la molécule H2O. Cela crée l’acide H3O+. XH et X- ainsi que H2O et H3O+ diffèrent en l’absence de proton. XH et X- ainsi que H3O+ et H2O →net sont des paires acide-base conjuguées. Exemples utiles.

Acide acétique + eau → cation hydrogénium + ion acétate

CH3COOH(aq)   +   H2O  →   H3O+(aq)   +   CH3COO-(aq)

Acide a                   Base b   →      Acide b           Base a

Attention ici l’eau agit comme un acide !

Ammoniac + eau → ion ammonium + ion hydroxyde

NH3(aq)     +   H2O   →    NH4+(aq)   +   OH-

Base a             Acide b    →    Acide a             Base b

Il existe d’innombrables molécules qui contiennent des atomes H, mais qui ne donnent ni n’acceptent de protons dans des conditions normales. Pour la répétition, les protons sont des cations H+, le proton ne contient pas d’électron, c’est pourquoi il est totalement instable.

Méthane, CH4, Éthane, C2H6, Propane, C3H8. Ces alcanes et d’autres ne peuvent pas être déprotonés. (L’élimination d’un atome H nécessite des méthodes industrielles spéciales telles que la pyrrolyse avec du Cl2 et des UV ou, à l’échelle du laboratoire, des halosuccinimides. La réaction se déroule via un mécanisme radical.) Plus d’informations à ce sujet dans les leçons supérieures.

Cependant, il existe des molécules qui fonctionnent comme des acides et comme des bases.

Eau : acido-basique :

H2O/OH- et H3O+/H2O

eau/ion hydroxyde et ion hydrogénium/eau

Ammoniac : acido-basique : NH3/NH2- et NH4+/NH3

ammoniac/ion ammine et ion ammonium/ammoniac

Les substances qui peuvent remplir à la fois les fonctions d’acides et de bases sont appelées substances amphotères.

La force acide et basique

La force d’un acide de Bronsted dépend de sa tendance à donner un proton. L’acide chlorhydrique, HCl est un acide fort. Dans un litre d’eau, 1 mole de HCl se dissocie presque complètement en H3O+ et Cl-. Par contre, la même quantité d’un acide faible, l’acide acétique, CH3COOH n’est dissociée qu’à 0,42% dans un litre d’eau.

De quoi dépend l’acidité ?

Il y a 2 facteurs :

• L’électronégativité
• La taille atomique

Sur le tableau périodique, l’acidité augmente de gauche à droite au cours d’une période à mesure que l’électronégativité augmente.

NH3 < H2O < HF. Le méthane, le CH4, l’éthane C2H6 comme mentionné ci-dessus ne se dissocient pas du tout.

Atention! Hydrure de sodium, NaH, borohydrure de sodium, NaBH4. Ce ne sont pas des acides mais des hydrures ! L’anion hydrure, H-, (atome H avec une paire d’électrons) n’est pas un proton.

Également dans la période suivante ou 3ème, la force de l’acide augmente en raison de la force croissante de l’électronégativité :

P < S < Cl

PH3 < H2S < HCl

Alors que l’acide chlorhydrique, qui est ajouté aux piscines, est un acide fort, le PH3 réagit peu avec l’eau. H2S est un acide faible.

Au sein du groupe, la force de l’acide augmente principalement en raison de l’augmentation de la taille atomique. Ce sont les électrons les plus externes qui sont les plus éloignés du noyau et se lient donc moins fortement au proton.

H2O < H2S < H2Se < H2Te

HF < HCl < HBr < HI acide fluorhydrique, HF est un acide faible. Le HF est contenu dans les dentifrices. D’autre part, HI est un acide fort, tout comme HCl et HBr.

Force acide des acides oxo: Comme dit, la force acide dépend de l’électronégativité. L’hydrogène est souvent lié à un atome d’oxygène, en particulier dans les substances organiques. La substance des oxoacides est généralement : H—O—X. X est n’importe quel atome. Il peut s’agir d’un élément métallique. Si X est un métal alcalin (Li, Na, K) à faible électronégativité, alors la liaison entre O et X ou la paire d’électrons appartient à l’oxygène. C’est principalement un composé ionique. Na+OH, Li+OH, K+OH, hydroxyde de sodium, de lithium et de potassium.

Lorsque X est un ion non métallique et a une électronégativité relativement élevée, la liaison O-X est covalente. L’atome X attire les électrons de l’oxygène, ce qui affaiblit également la liaison entre O et H. Résultat : La dissociation de H+ est facilitée. Il faut imaginer que l’atome X peut retirer des électrons de l’atome O plus X est électronégatif. Le proton est ainsi éliminé plus facilement.

Exemples:

HOI, HOBr, HOCl.Parce que l’électronégativité de l’atome X iode, I, brome, Br, chlore, Cl diminue dans cet ordre, comme on le sait, la force de l’acide augmente.

Plusieurs atomes O peuvent être liés à l’atome X, ce qui influence la force de l’acide en conséquence :

H-O2-X < H-O3-X < H-O4-X

La force de l’acide augmente dans cet ordre.

Exemple:

Acide hypophosphoreux < acide phosphoreux < acide phosphorique (lorsque X = P)

Attention! Ces composés phosphorés sont des acides polybasiques. Jusqu’à 3 protons peuvent être libérés de l’acide phosphoreux et de l’acide phosphorique. Si le premier proton est parti, les 3 acides sont plus ou moins également forts et plutôt moyennement forts pour la libération du deuxième proton. La raison réside dans les accusations formelles opposées. P+ et O-. Faites attention aux structures.

 

 

 

La règle générale:

Les atomes O supplémentaires non liés à l’atome H réclament des électrons à l’atome X. Cela rend X plus positif, ce qui amène X à retirer des électrons de l’oxygène lié à H. Cet effet augmente également la force de l’acide.

Petite liste des acides les plus forts :

Acide perchlorique, HClO4 > Chlorure d’hydrogène (acide chlorhydrique), > HCl, > acide nitrique, HNO3

Quelle est la base la plus solide actuellement ? tout simplement : plus l’acide est fort, plus sa base conjuguée est faible. ClO4-. L’anion perchlorate est la base la plus faible.

En chimie organique, l’éthanol (alcool), CH3CH2OH, possède un groupe électroattracteur, la liaison OH. Un proton est à peine séparé ici, c’est un acide très faible. Par contre, l’acide acétique, CH3COOH est acide. Le C est lié à 2 atomes d’oxygène.

Cependant, la base conjuguée de l’éthanol, CH3CH2O-, est une base forte et a de nombreuses utilisations en synthèse organique.

Le calcul de la force de l’acide

Quelques mathématiques sont nécessaires ici. Familiarisez-vous avec les logarithmes de décades ! Logx = 100, x = 2

Répétez également l’équilibre chimique!

Intermezzo : que signifie l’unité mol/l ? Si x moles d’un élément ou d’un composé sont dissous dans un litre d’eau.

10 g de sel de table, NaCl sont dissous dans 1 litre d’eau. 1 Mol NaCl = 58,44g La concentration est donc de 10g/58,44g = 0,17 mol/l.

Un litre d’eau (1dm³ = 1 lt, l’eau a la densité 1, poids = volume x densité, 1dm³ * 1 = 1 kg ou 1000 g) se compose de particules de 55,55 mol H2O à 25 C° 1 mol H2O pèse 18g. 1000/18 = 55,55 moles. 25C° ou 298.15 K (Kelvin) est la température standard. Plus à ce sujet en thermodynamique.

Auto-dissociation de l’eau :

2H2O ===> H3O+ + OH-

C’est une réaction d’équilibre, mais c’est à gauche. Souvenez-vous du jeu entre Mario et Bruno. Cependant, H3O+ et OH- sont formés à parts égales.

Appliqué à la loi d’action de masse, MWG, cela signifie :

c(H3O+)*c(OH-)/c²(H2O) = K

Le calcul exact pour K donne 0,0000001²/55,55² = 3,24*10exp-18 mol²/l²

Cependant, ce résultat n’a pas de sens car les concentrations de H3O+ et OH- sont bien inférieures aux 55,55 mol H20 dans un litre d’eau.

Le résultat devrait être 1-10exp-14 mol²/l². Dans un litre d’eau, 0,0000001 mole sont dissociées en cations hydrogénium, H3O+, et 0,0000001 mole en anions hydroxyde, OH-, chacun à 10exp-7 mol/lt.

Il s’agit d’une définition utilisée comme base pour calculer la force de l’acide et de la base. Donc le résultat pour K = 10exp-14

Pour simplifier, on évite les nombres de puissance et on utilise des logarithmes communs.

Passons maintenant au logarithme décimal.

Log 0.0000001 = -7,

Log 10exp-14 = -14

Pour se débarrasser du signe moins que vous écrivez

c(H+) = -logc(H+) = pH, si c(H+) = 0.0000001 mol/l = 1+10exp-7 mol/l, PH = 7

c(OH-) = -logc(OH-) = pOH, analogue pOH = 7 

Et pOH + pH = pK = 14

Nous avons maintenant une base importante pour calculer la force de l’acide et de la base.

Tout ce que nous buvons, la plupart de l’eau, la pluie, la neige, la rivière, le lac et la mer sont neutres et chacun a une valeur pH = pOH de 7.

On peut maintenant déterminer la concentration c(H+) ou la valeur du pH d’une solution d’un acide qui se dissocie à 100 %.

Pour 0,01 mol d’acide chlorhydrique, HCl, dans 1 litre d’eau, le pH = -log 0,01 = 2. La solution est acide car pH < 7

Combien d’ions hydroxyde, OH(-), y a-t-il dans 1 litre d’eau ?

La valeur de pOH est 14 – 2 = 12 car pOH + pH = 14

Nous avons donc 10–¹² moles d’ions hydroxyde dans un litre d’eau.

La soude caustique, NaOH, se dissocie également à 100% dans 1 litre d’eau.

Nous dissolvons 0,02 mole de cette substance dans 1 litre d’eau.

Combien de grammes de NaOH devez-vous peser ?

1 mole de NaOH pèse (arrondi, cf. tableau périodique) Na = 23 g, O = 16 g, H = 1 g. 23+16+1 = 40g

40g = 1 mole

02 Mol = .02*40 = 0.8g, ces quantités sont à peser

Quelle est la valeur du pOH et la valeur du pH ?

pOH = -Log0.02 = 1.7

pH = 14 – 1,7 = 12,3

La solution est basique car pH > 7 et est constituée de 10exp-12,7 = 5*10exp-13 cations hydrogénium, c(H+).

Qu’est-ce que Ks, pKs, Kb et pKb ?

Dans les exemples ci-dessus, on peut supposer que l’acide ou la base se dissocie à 100 %. Dans une solution de HCl dans l’eau, il n’y a pratiquement pas ou seulement une proportion négligeable de molécules de HCl non dissociées.

Cependant, d’autres acides ne se dissocient qu’à un faible pourcentage. Les valeurs Ks et pKs ou Kb et pKb ne s’appliquent qu’à des concentrations d’acide et de base inférieures à 0,1 mol/l et ne sont pas exactes.

Revenons d’abord à l’équation de réaction :

En général:

HX + H2O ===> H3O+ + X

Pour simplifier, on peut omettre H2O car l’eau est en excès, et au lieu de H3O+ on peut écrire H+, comme mentionné ci-dessus.

HX ===> H+ + X-

Une fois l’équilibre établi, la loi d’action de masse, MWG, se lit comme suit :

c(H+)*c(X-)/c(HX) = Ks

Comme c(H+) et c(X-) sont issus des mêmes ensembles, on peut écrire :

c²(X-)/c(HX) = Ks

Ks est la constante de dissociation acide.

En raison de sa petite taille, cette valeur est également indiquée sous forme de logarithme : pH analogique :

Ks;  -logKs = pKs

Cependant, le pKa n’est pas le même que le pH.

Ce n’est que lorsque nous connaissons Ks que nous pouvons également calculer l’acidité ou la valeur du pH.

On note la concentration initiale de HX par co.

On cherche c(H+)

Le MWG est donc

c²(X-)/c(HX) ou c²(H+)/c(HX)

La concentration initiale est c(HX) = co(HX)

Après avoir atteint l’équilibre c(HX) = co(HX) – c(H+)

Nous connaissons Ks et recherchons c(H+) l’équation suivante doit être résolue :

c(H+)2/Co(HX) – c(H+) = Ks

On remplace c(H+) par y, et co(HX) par co.

y2/(co – y) = Ks,

co et Ks sont connus. Il en résulte l’équation quadratique suivante :

y2 + Ksy – Ksco = 0

(cf. cours de mathématiques) Seule une valeur positive peut être considérée comme une solution, car les concentrations négatives n’ont aucun sens.

y = -1/2Ks + √(1/4Ks2 +Ksco) = c(H+)

pH = -logy = -logc(H+)

Exemple pratique :

L’acide benzoïque est une substance feuilletée jaune clair à 25°C et est principalement utilisé comme conservateur. 0,1 mole de cet aromatique est dissoute dans 1 litre d’eau.

0,1 mole d’acide benzoïque, (1 mole = 122 g, 0,1 mole = 12,2 g) dissocie 2,42 %.

Ceci peut être déterminé expérimentalement par décantation après que la solution a atteint l’équilibre. Avant de peser à l’aide d’une balance Mettler, l’acide benzoïque non dissous doit être séché, sinon il ne sera pas assez précis.

Que sont Ks, pKs et pH ?

 

 

 

Les électrolytes faibles ont un petit Ks. Le calcul de c(H+) est simplifié comme suit :

c(H+) = √(Ks*co) pour l’exemple ci-dessus, ce serait c(H+) = √(6*10exp-5*0.1) = 0.00244 mol/l

et pH = -log.00244 = 2,61

Kb, pKb, pOH

On obtient la même dérivation que pour l’acide lorsqu’une base est dissoute dans l’eau :

Nous formulons d’abord l’équation de réaction

X + H2O ===> OH- + HX

Comme ci-dessus, nous obtenons via la loi d’action de masse à l’équilibre.

Pour calculer la constante Kb via le MWG, nous omettons l’eau car elle est en abondance.

Kb = c(OH-)*c(HX)/c(X)

et

pKb = – logKb

c(OH) = s’obtient en résolvant l’équation

Kb = c(OH-)2/co(X) – c(OH-)

c(OH-) = -1/2Kb + √(1/4Kb² + Kb*co(X)

et

p(OH) = -log(OH-)

Pour les électrolytes faibles, l’approximation s’applique également ici :

pOH = ½(pKb – logco(X))

relation importante

Si jamais nous multiplions la loi d’action de masse des réactions acides et basiques, un acide et sa base (conjuguée) correspondante

Acide HX ===> H+ + X-

Base X + H2O ===> OH- + HX

On obtient la relation suivante :

Ks*Kb = [c(H+)*c(X-)/c(HX)] * [c(OH-)*c(HX)/c(X)] = 10exp-14

et

pKs + pKb = 14 analogue à pOH + pH = 14 (voir ci-dessus)

Liste de quelques K et pK

• HF, fluorure d’hydrogène, “acide fluorhydrique” Ks = 6,7*10–4, pKa = 3,2
• HCOOH, acide formique, “acide formique” Ks = 1,8*10-4, pKa = 3,7
• HCN, acide cyanhydrique, “acide cyanhydrique” Ks = 4,0*10-10, pKa = 9,4

Liste de quelques Kb et pKb

• NH3, ammoniac, Kb = 1,8*10–5, pKb = 4,7
• N2H4, hydrazine, Kb = 9,8*10-7, pKb = 6,0
• C6H5NH2, aminobenzène, “aniline”, Kb = 4,3*10-10, pKb = 9,3

 

Indicateurs

Il existe un certain nombre de substances organiques plus complexes qui changent de couleur à un certain pH :

Une solution de bleu de thymol a la couleur rouge à un pH très bas et vire au jaune à pH 1,2 – 2,8 et au bleu à partir de pH 8 – 9,6.

La phénolphtaléine est incolore jusqu’à un pH de 8,3 à 10, puis vire au rouge.

Quelques indicateurs avec enveloppe de couleur et de pH

• Le méthyl orange passe du rouge au jaune de pH 3,1 à 4,5
• Le vert de bromocrésol passe du jaune au bleu à partir d’un pH de 3,8 à 5,5
• Le rouge de méthyle passe du rouge au jaune de pH 4,2 à 6,3
• Le tournesol passe du rouge au bleu de pH 5,0 à 8,0

Des bandelettes de détection d’acide jaune sont disponibles chez Unishops. Avec ceux-ci, le pH de n’importe quel liquide peut être mesuré. Si la solution est neutre, la couleur de la bande ne change pas. Avec des solutions acides inférieures à pH7, la couleur passe de l’orange au rouge foncé, selon l’acidité, et du vert clair au bleu foncé avec des solutions basiques. Ces bandes contiennent plusieurs indicateurs.

Qu’est-ce qu’un tampon chimique ?

L’eau et les solutions d’une certaine valeur sont sujettes à changement. Les solutions de pH sont faciles à préparer, mais elles restent rarement constantes. L’air ou les plus petites particules de la paroi de la cuve peuvent avoir un effet sensible sur la valeur du pH. Les piscines devraient vider et remplir leurs bassins au moins quotidiennement sans les ajouts correspondants.

Avec le tampon, le pH peut être maintenu en ajoutant une quantité relativement importante d’acide et de base. La solution se compose d’un acide et d’une base à haute concentration, par exemple 1 mol chacun La piscine a un pH dans la plage neutre de pH 6,8 – 7,2, qui est maintenu constant avec de l’acide chlorhydrique, HCl et de la soude caustique, NaOH .

Nous créons une solution pH = pKa

Nous ajoutons maintenant 1 mole d’acide, HA, à 1 litre d’eau.

HA ===> H+ + A-

Déterminer la constante d’acidité Ks

c(H+)*c(A-)/c(HA) = Ks

on résout pour c(H+)

c(H+) = Ks*c(HA)/c(A-)

de sorte que c(H+) = Ks  doit être vérifié

c(HA/c(A-) = 1

Ce qui ne signifie rien d’autre que que l’acide et sa base (généralement conjuguée) ont un rapport molaire de 1:1, c’est-à-dire qu’ils ont la même taille.

Cela peut être exprimé de manière logarithmique

pH = pKa – log(HA)/c(A-)

si c(HA) = c(A-) alors logc(HA)/c(A-) = 0 et pH = pKs

C’est l’équation de Henderson-Hasselbalch.

Avec l’aide de cette équation, vous pouvez maintenant déterminer le rapport molaire pour le pH souhaité.

Revenons à l’acide benzoïque. Le pH doit être de 5. Le rapport de concentration acide benzoïque/benzoate est recherché.

log(acide benzoïque)/c(benzoate) = pKa – pH

pKs = 4,2 (voir exemple ci-dessus)

4.2 – 5 = -.08

Le rapport molaire est

10exp -0.8 = 0.158 arrondi 0.16

Par exemple, vous pouvez maintenant ajouter 1 mole d’acide benzoïque et 6,25 moles de benzoate à 1 litre d’eau. 1/6,25 = 0,16

Ajoutez maintenant 0,1 mol HCl à cette solution. Ce qui se produit?

La concentration d’acide benzoïque augmente de 0,1 et est maintenant de 1,1 mol/l

La concentration de benzoate diminue de 0,1 et est de 6,25 – 0,1 = 6,15 mol/l

Nous calculons le pH à l’aide de l’équation de Henderson Hasselbalch :

pH = 4,2 – log 1,1/6,15 = 4,94

La valeur du pH change de 0,06 unités

L’ajout de 0,1 mol H+ à de l’eau pure (pH = 7) abaisserait le pH de 6 unités.

pH = log 0,1 = 1

 

Les tampons jouent un rôle important non seulement dans l’industrie pour le tannage, la galvanoplastie et la fabrication de colorants, mais aussi en biologie. Le sang peut difficilement maintenir le pH de 7,4 sans substances tampons : le tampon sanguin humain est constitué d’hydrogénocarbonate, de phosphate et de protéines.

 

 

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