XI LES ACIDES , LES BASES ET LES SELS
XI.1 DÉFINITIONS
ARRHENIUS
Acide: un acide est un composé qui contient de l’hydrogène et libère des ions hydrogène H+ dans l’eau.
Ex : HCl, HNO3
Base: une base est un composé qui produit des ions hydroxyle OH- dans l’eau.
Ex : NaOH, KOH (hydroxydes)
BRØNSTED
Acide: un acide est un composé qui est capable de libéré un ou plusieurs protons H+
Ex: acide acétique CH3COOH Û CH3COO + H+
Base: une base est un qui est capable de fixer un ou plusieurs protons H+
Ex: ion acétate CH3COO + H+ Û CH3COOH
LEWIS
Acide: un acide de Lewis est un accepteur d’un doublet d’électrons.
Ex: BF3, AlCl3 (possèdent des orbitales vides)
Base: une base est un donneur de doublet d’électrons.
Ex : NH3, OH- (possèdent des doublets d’électrons)
XI.2 THÉORIE DE BRØNSTED (GENERALE)
XI.2.1 Théorie de BRØNSTED
Toutes les neutralisations acide - bases se ramènent au transfert d’un proton H+ de l’ion hydronium H3O+ vers l’ion
hydroxyle OH- en milieux aqueux.
H3O+ + OH- ® 2 H2O
La molécule d’acide produit H3O+ en donnant H+ à H2O
H2O + HCl ® H3O+ + Cl-
La molécule de base, produit OH- en acceptant un proton d’une autre molécule H2O.
H2O + NH3 ® NH4+ OH-
H2O + NaOH ® Na+ (H2O) + OH-
XI.2.2 Couple acide - base
L’acide acétique est un acide car il peut libérer un proton H+
CH3COOH Û CH3COO- + H+
L’ion acétate ainsi formé est une base car il peut fixer un proton H+
CH3COO- + H+ Û CH3COOH
Il en est de même pour l’ammoniac et l’ion ammonium.
L’ammoniac est une base car il peut fixer un proton H+
NH3 + H+ Û NH4+
Ainsi l’ammonium est un acide car il peut libérer un proton H+
NH4+ Û NH3 + H+
De par ces exemples, on remarque qu’à tout acide correspond une base et inversement qu’à toute base correspond
un acide. On appelle les produits de ces réactions acides et bases conjugués.
L’acide conjugué d’une base de Brønsted est l’acide de Brønsted formé lorsque la base a accepté un proton
NH3 + H+ Û NH4+
base acide conjugué
La base conjuguée d’un acide de Brønsted est la base de Brønsted formée lorsque l’acide a libéré un proton
HCl ® Cl- + H+
acide base conjuguée
Ces acides, bases et leurs conjugués forment les couples acide - base
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ACIDE HCl HNO3 H2SO4 HSO4- H2CO3 HCO3- CH3COOH H2O OH- H3O+ H2S HS- NH3 NH4+ CH3NH3
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BASE Cl- NO3- HSO4- SO4- - HCO3- CO3- - CH3COO- OH- O- - H2O HS- S- - NH2- NH3 CH3NH2
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Un acide conjugué est un acide de Brønsted comme un autre et une base conjuguée est une base de Brønsted
comme une autre.
Le terme conjugué insiste sur le fait qu’ils sont associés et non différent.
XI. 2.3. Constante du système acide - base
Les réactions étudiées jusqu'à ce point ont la forme d’équilibre et l’on peut écrire:
acide 1 + base 2 Û base 1 + acide 2
On peut donc, selon la matière étudiée au chapitre 11 (les équilibres), définir et écrire la constante d’équilibre
Si l’on prend l’équilibre d’un acide HA dans l’eau
HA + H2O Û A- + H3O+
Kc * [H2O] est un terme constant que l’on peut remplacer par Ka la constante d’acidité.
Si HA est l’acide acétique on obtient
Il est intéressant de définir la notion pKa
pKa = - log Ka
pour l’acide acétique, nous aurons:
pKa = - log ( 1,8*10-5 ) = 4,75
pour HCN qui est un acide plus faible, moins dissocié, nous avons:
Ka = 4,9*10-10 M
pKa = - log ( 4,9*10-10 ) = 9,31
plus Ka est petit, plus l’acide est faible, et plus pKa est grand.
De la même façon, on définit pour les bases un Kb et un pKb
Exemples: NH3 + H2O Û NH4+ + OH-
Kc * [ H2O ] = Kb
pKb = - log ( Kb
) = 4,75
| Tableau des constantes d’acides et de bases faibles | |||
| ACIDE | Ka[M] | pKa | |
|
Les plus forts des acides faible
Les plus faibles des acides faibles |
Acide trichloracétique | 3,0*10-1 | 0,52 |
| Acide benzènesulfonique | 2*10-1 | 0,70 | |
| Acide iodique | 1,7*-1 | 0,77 | |
| Acide sulfureux | 1,6*10-2 | 1,81 | |
| Acide chloreux | 1,0*10-2 | 2,00 | |
| Acide phosphorique | 7,6*10-3 | 2,12 | |
| Acide chloracétique | 1,4*10-3 | 2,85 | |
| Acide lactique | 8,4*10-4 | 3,08 | |
| Acide nitreux | 4,3*10-4 | 3,37 | |
| Acide fluorhydrique | 3,5*10-4 | 3,45 | |
| Acide formique | 1,8*10-4 | 3,75 | |
| Acide benzoïque | 6,5*10-5 | 4,19 | |
| Acide acétique | 1,8*10-5 | 4,75 | |
| Acide carbonique | 4,3*10-7 | 6,37 | |
| Acide hypochloreux | 3,0*10-8 | 7,53 | |
| Acide hypochloreux | 2,0*10-9 | 8,69 | |
| Acide borique | 7,2*10-10 | 9,14 | |
| Acide cyanhydrique | 4,9*10-10 | 9,39 | |
| Phénol | 1,3*10-10 | 9,89 | |
| Acide hypoiodeux | 2,3*10-11 | 10,64 | |
| BASE | Kb[M] | pKb | |
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Les plus faibles des bases faibles
Les plus fortesdes bases faibles |
Urée | 1,3*10-14 | 13,90 |
| Aniline | 4,3*10-10 | 9,37 | |
| Pyridine | 1,8*10-9 | 8,75 | |
| Hydroxylamine | 1,1*10-8 | 7,97 | |
| Nicotine | 1,0*10-6 | 5,98 | |
| Morphine | 1,6*10-6 | 5,79 | |
| Hydrazine | 1,7*10-6 | 5,77 | |
| Ammoniac | 1,8*10-5 | 4,75 | |
| Triméthylamine | 6,5*10-5 | 4,19 | |
| Méthylamine | 3,6*10-4 | 3,44 | |
| Diméthylamine | 5,4*10-4 | 3,25 | |
| Ethylamine | 6,5*10-4 | 3,19 | |
| Triéthylamine | 1,0*10-3 | 2,99 | |
Acides forts dans l’eau: HCl, HBr, HI, H2SO4 ( à H2SO4- ), HNO3, HClO4
Bases fortes dans l’eau: Oxydes et hydroxydes des groupes I et II
Exemples: NaOH, KOH, Na2O, Sr(OH)2, CaO
XI.3 THÉORIE DE LEWIS (GÉNÉRALE)
Dans le modèle de Lewis, on se trouve face à des neutralisation qui n’impliquent pas de transferts de protons, mais
un partage de doublets d’électrons
Exemple: réaction entre trifluorure de bore et l’ammoniac.
BF3 + NH3 ® BF3NH3
Un corps acide (BF3) réagit avec un corps basique (NH3) pour former un corps neutre (BF3NH3)
On se trouve face à un autre type de neutralisation qui ne correspond plus à la définition acide base selon Bronsted.
Dans la théorie de Lewis, un acide et une base forment un couple partageant le doublet d’électrons formé par la
base et formant ainsi une liaison covalente. Le composé qui en résulte est un complexe.
A + B ® A -B
acide de base de complexe
Lewis Lewis de Lewis