- Réactions acido-basiques
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Réaction acido-basique
Une réaction acido-basique est une réaction dans laquelle on observe le « transfert » d'un ou plusieurs ions H+ en solution aqueuse.
Sommaire
Théorie acido-basique d'Arrhénius
Un acide est une substance capable de se dissocier en libérant des ions H+ (protons) en solution aqueuse. En réalité, les proton H+ libres ne sont pas présents en solution, mais se lient des molécules d'eau pour former des ions hydronium H3O+.
Une base est une substance capable de capter un ou plusieurs protons H+
Théorie acido-basique de Brönsted-Lowry
Article détaillé : Théorie de Bronsted-Lowry.On appelle acide au sens de Brönsted toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'acide acétique ou éthanoïque de formule chimique CH3CO2H est capable de céder un proton H+. Il s'agit donc d'un acide au sens de Brönsted.
On appelle base au sens de Brönsted toute espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'ion acétate CH3CO2- est capable de capter un proton H+ pour donner l'acide éthanoïque. Il s'agit donc d'une base au sens de Brönsted.
Dans le cadre de cette théorie, les acides sont reconnaissables en solution aqueuse par un pH inférieur à 7 et les bases par un pH supérieur à 7.
Les acides et les bases peuvent être regroupés en couples acide/base. En effet, un acide perdant un proton H+ produit une espèce capable d'en capter un appelée base conjuguée.
- Exemples
- CH3CO2H/CH3CO2-
- NH4+/NH3
- C2H5CO2H/C2H5CO2-
La réaction Acide = Base + H+ est une réaction équilibrée dont la constante d'équilibre Ka est notée fréquemment sous la forme logarithmique négative (-log10(Ka) pKa. Plus le pKa est élevé, plus l'acide est faible. Un acide fort est un acide dont le pKa est < 0.
Parfois, suivant les réactions, certains corps peuvent se comporter comme des acides ou des bases. Ces corps sont des ampholytes. On dit aussi qu'ils ont un caractère amphotère. L'eau par exemple est un ampholyte. En effet, deux couples acide/base sont possibles :
- H2O/HO- (pKa = 15,7)
- H3O+/H2O (pKa=0)
La réaction acido-basique
Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base: Le couple acide1/base1 et le couple acide2/base2. Pour écrire l'équation de la réaction qui a lieu entre les deux couples, on fait d'abord les demi-équations associées, puis on les additionne de façon à ne plus avoir de proton H + :
- acide1 = base1 + nH +
- base2 + nH + = acide2
- acide1 + base2 − − > base1 + acide2 (cette équation est dite une « équation-bilan »)
- Exemple
On met en présence une solution acide de chlorure d'ammonium (NH4+(aq), Cl-(aq)) et une solution basique de soude (Na+(aq), HO-(aq)). On observe alors un dégagement gazeux d'ammoniac NH3. Les ions Na+(aq) et Cl-(aq) ne participent pas à la réaction : ce sont des ions spectateurs. Il y a donc eu un transfert de proton de l'acide NH4+ vers la base HO-. On écrit alors :
- NH4+ = NH3 + H+
- HO- + H+ = H2O
On a donc NH4+(aq) + HO-(aq) − − > NH3(g) + H2O(l). C'est l'équation-bilan de la réaction acido-basique. La position de l'équilibre est dépendante des valeurs de pKa des couples concernés. Dans le cas présent, pKa(H2O/HO-)>pKa(NH4+/NH3) donc la réaction est déplacée vers la droite (NH3 est une base faible).
Quelques couples acide-base
Tous les couples acide-base s'écrivent sous la forme acide/base.
Couple acide-base Acide Base ion hydrogénophosphate / ion phosphate HPO42- PO43- ion diméthylammonium / ion diméthylamine (CH3)2NH2+ (CH3)2NH ion méthylammonium / ion méthylamine CH3NH3+ CH3NH2 ion hydrogénocarbonate / ion carbonate HCO3- CO32- phénol / ion phénolate C6H5OH C6H5O- ion ammonium / ammoniac NH4+ NH3 acide borique / ion borate H3BO3 H2BO3- acide hypochloreux / ion hypochlorite HCIO CIO- ion hydrogénosulfite / ion sulfite HSO3- SO32- dioxyde de carbone / ion hydrogénocarbonate CO2, H2O HCO3- acide propanoïque / ion propanoate C2H5COOH C2H5COO- acide acétique / ion acétate CH3COOH CH3COO- acide ascorbique / ion ascorbate C6H8O6 C6H7O6- acide formique / ion formiate HCOOH HCOO- acide acétylsalicylique / ion acétylsalicylate C8O2H7COOH C8O2H7COO- acide nitreux / ion nitrite HNO2 NO2- acide fluorhydrique / ion fluorure HF F- dioxyde de soufre / ion hydrogénosulfite SO2, H2O HSO3- Théorie acido-basique de Lewis
Un acide est toute espèce qui peut accepter une paire d'électrons offerte par une autre espèce chimique lors d'une réaction.Un acide de Lewis est un accepteur d'électrons (électrophile)
- Un acide de Lewis est caractérisé par :
1) une fraction de charge positive sur l'atome central (due à la forte éléctronégativité des atomes liés à ce centre) 2) la capacité d'accepter une paire d'électron supplémentaire. Exemples : BF3 ,H+, AlH3
- Une base est toute espèce qui possède une paire d'électron non-liante et qui peut offrir une paire d'électrons à une autre espèce chimique lors d'une réaction. Une base de Lewis est donc un donneur d'électrons. (nucléophile)
Exemples : NH3 (1 paire non-liante), OH2 (2 paires non-liantes), OH- (1 paire non-liante)
Réaction de BF3 (acide de Lewis, le Bore porte une charge partielle positive à cause de la très grande éléctronégativité des fluors qui captent vers eux les électrons du bore et NH3 est la base, car l'atome d'azote porte une paire d'électrons non-liants.
Remarques :Le solvant joue souvent le rôle de l'acide ou de la base, ou à la fois de l'acide et de la base.L'eau et les solvants polaires peuvent agir soit comme base ou comme acide parce qu'ils ont des sites acidiques et basiques dans leur structure moléculaire: L'eau peut agir comme base en offrant le partage d'une paire d'électrons libres que l'on y trouvait sur l'atome O, et comme acide par le biais d'éventuelles liaisons hydrogènes..Le modèle proposé par Brönsted apparaît ici comme un cas particulier de la théorie de Lewis. En effet, H+ sera l'électrophile et OH- le nucléophile
Articles détaillés : Acide de Lewis et Base de Lewis.
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