Acide

Un acide est une molécule ou un ion capable de donner un proton (c’est-à-dire un ion hydrogène, H ⁺ ), connu sous le nom d’ acide de Brønsted-Lowry , ou de former une liaison covalente avec une paire d’électrons , connue sous le nom d’ Acide de Lewis . ^[1]

Le zinc , un métal typique, réagissant avec l’acide chlorhydrique , un acide typique

La première catégorie d’acides sont les donneurs de protons, ou acides de Brønsted-Lowry . Dans le cas particulier des Solutions aqueuses , les donneurs de protons forment l’ Ion hydronium H ₃ O ⁺ et sont appelés acides d’Arrhénius . Brønsted et Lowry ont généralisé la théorie d’Arrhenius pour inclure les solvants non aqueux . Un acide de Brønsted ou d’Arrhenius contient généralement un atome d’hydrogène lié à une structure chimique encore énergétiquement favorable après perte de H ⁺ .

Les acides d’Arrhenius aqueux ont des propriétés caractéristiques qui fournissent une description pratique d’un acide. ^[2] Les acides forment des Solutions aqueuses au goût aigre, peuvent virer au bleu tournesol rouge et réagir avec les bases et certains métaux (comme le calcium ) pour former des sels . Le mot acide vient du latin acidus/acēre , qui signifie « aigre ». ^[3] Une solution aqueuse d’un acide a un pH inférieur à 7 et est également appelée familièrement “acide” (comme dans “dissous dans l’acide”), tandis que la définition stricte ne fait référence qu’au Soluté . ^[1] Un pH plus bas signifie unacidité , et donc une concentration plus élevée d’ions hydrogène positifs dans la solution. Les produits chimiques ou substances ayant la propriété d’être acide sont dits acides .

Les acides aqueux courants comprennent l’acide chlorhydrique (une solution de chlorure d’hydrogène qui se trouve dans l’ acide gastrique dans l’estomac et active les Enzymes digestives ), l’acide acétique (le vinaigre est une solution aqueuse diluée de ce liquide), l’acide sulfurique (utilisé dans les batteries de voiture ), et l’acide citrique (présent dans les agrumes). Comme le montrent ces exemples, les acides (au sens familier) peuvent être des solutions ou des substances pures, et peuvent être dérivés d’acides (au sens strict ^[1] ) qui sont des solides, des liquides ou des gaz. Les acides forts et certains acides faibles concentrés sont corrosifs, mais il existe des exceptions telles que les carboranes et l’acide borique .

La deuxième catégorie d’acides sont les Acides de Lewis , qui forment une liaison covalente avec une paire d’électrons. Un exemple est le trifluorure de bore (BF _{3 ), dont l’atome de bore a une} orbitale vacante qui peut former une liaison covalente en partageant une seule paire d’électrons sur un atome dans une base, par exemple l’atome d’azote dans l’ammoniac (NH ₃ ). Lewis considérait cela comme une généralisation de la définition de Brønsted, de sorte qu’un acide est une espèce chimique qui accepte des paires d’électrons soit directement , soit en libérant des protons (H ⁺) dans la solution, qui accepte alors des paires d’électrons. Cependant, le chlorure d’hydrogène, l’acide acétique et la plupart des autres acides de Brønsted – Lowry ne peuvent pas former de liaison covalente avec une paire d’électrons et ne sont donc pas des Acides de Lewis. ^[4] À l’inverse, de nombreux Acides de Lewis ne sont pas des acides d’Arrhenius ou de Brønsted-Lowry. Dans la terminologie moderne, un acide est implicitement un acide de Brønsted et non un Acide de Lewis, puisque les chimistes se réfèrent presque toujours explicitement à un Acide de Lewis comme un acide de Lewis . ^[4]

Définitions et notions

Les définitions modernes concernent les réactions chimiques fondamentales communes à tous les acides.

La plupart des acides rencontrés dans la vie quotidienne sont des Solutions aqueuses ou peuvent être dissous dans l’eau, de sorte que les définitions d’Arrhenius et de Brønsted-Lowry sont les plus pertinentes. ^[5]

La définition Brønsted – Lowry est la définition la plus largement utilisée; sauf indication contraire, les réactions acide-base sont supposées impliquer le transfert d’un proton (H ⁺ ) d’un acide à une base.

Les ions hydronium sont des acides selon les trois définitions. Bien que les alcools et les amines puissent être des acides de Brønsted – Lowry, ils peuvent également fonctionner comme des bases de Lewis en raison des paires d’électrons isolées sur leurs atomes d’oxygène et d’azote.

Acides d’Arrhénius

Svante Arrhénius

En 1884, Svante Arrhenius attribua les propriétés de l’acidité aux ions hydrogène (H ⁺ ), plus tard décrits comme protons ou hydrons . Un acide d’Arrhenius est une substance qui, lorsqu’elle est ajoutée à l’eau, augmente la concentration d’ions H ⁺ dans l’eau. ^{[4] [6]} Notez que les chimistes écrivent souvent H ⁺ ( aq ) et se réfèrent à l’ ion hydrogène lorsqu’ils décrivent les réactions acide-base mais le noyau d’hydrogène libre, un proton , n’existe pas seul dans l’eau, il existe sous forme d’Ion hydronium (H ₃ O ⁺) ou d’autres formes (H ₅ O ₂ ⁺ , H ₉ O ₄ ⁺ ). Ainsi, un acide d’Arrhenius peut également être décrit comme une substance qui augmente la concentration d’ions hydronium lorsqu’elle est ajoutée à l’eau. Les exemples incluent des substances moléculaires telles que le chlorure d’hydrogène et l’acide acétique.

Une base d’Arrhenius , en revanche, est une substance qui augmente la concentration des ions hydroxyde (OH ⁻ ) lorsqu’elle est dissoute dans l’eau. Cela diminue la concentration d’hydronium car les ions réagissent pour former des molécules de H _{2 O :}

H ₃ O ⁺
_(aq)+ OH ⁻
_(aq)⇌ H ₂ O _(liq) + H ₂ O _(liq)

Du fait de cet équilibre, toute augmentation de la concentration en hydronium s’accompagne d’une diminution de la concentration en hydroxyde. Ainsi, un acide d’Arrhenius pourrait également être considéré comme un acide qui diminue la concentration d’hydroxyde, tandis qu’une base d’Arrhenius l’augmente.

Dans une solution acide, la concentration en ions hydronium est supérieure à 10 ^-7 moles par litre. Le pH étant défini comme le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium, les solutions acides ont donc un pH inférieur à 7.

Acides de Brønsted-Lowry

Anion CH3COO- and creating a hydronium cation H3O. This is an equilibrium reaction, so the reverse process can also take place.” height=”84″ src=”” data-src=”//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/96/Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png/350px-Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png” width=”350″> L’acide acétique , un Acide faible , donne un proton (ion hydrogène, surligné en vert) à l’eau dans une réaction d’équilibre pour donner l’ ion acétate et l’ Ion hydronium . Rouge : oxygène, noir : carbone, blanc : hydrogène.

Bien que le concept d’Arrhenius soit utile pour décrire de nombreuses réactions, sa portée est également assez limitée. En 1923, les chimistes Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry ont reconnu indépendamment que les réactions acide-base impliquent le transfert d’un proton. Un acide de Brønsted-Lowry (ou simplement acide de Brønsted) est une espèce qui donne un proton à une base de Brønsted-Lowry. ^[6] La théorie acide-base de Brønsted–Lowry présente plusieurs avantages par rapport à la théorie d’Arrhenius. Considérez les réactions suivantes de l’acide acétique (CH ₃ COOH), l’ acide organique qui donne au vinaigre son goût caractéristique :

CH ₃ COOH + H ₂ O ⇌ CH ₃ COO ⁻ + H ₃ O ⁺ CH ₃ COOH + NH ₃ ⇌ CH ₃ COO ⁻ + NH+4

Les deux théories décrivent facilement la première réaction : CH ₃ COOH agit comme un acide d’Arrhenius car il agit comme une source de H ₃ O ⁺ lorsqu’il est dissous dans l’eau, et il agit comme un acide de Brønsted en donnant un proton à l’eau. Dans le deuxième exemple, CH ₃ COOH subit la même transformation, dans ce cas en donnant un proton à l’ammoniac (NH ₃ ), mais ne correspond pas à la définition d’Arrhenius d’un acide car la réaction ne produit pas d’hydronium. Néanmoins, CH ₃ COOH est à la fois un acide d’Arrhenius et un acide de Brønsted–Lowry.

La théorie de Brønsted – Lowry peut être utilisée pour décrire les réactions de composés moléculaires en solution non aqueuse ou en phase gazeuse. Le chlorure d’hydrogène (HCl) et l’ammoniac se combinent dans plusieurs conditions différentes pour former du chlorure d’ammonium , NH ₄ Cl. En solution aqueuse, HCl se comporte comme de l’acide chlorhydrique et existe sous forme d’ions hydronium et chlorure. Les réactions suivantes illustrent les limites de la définition d’Arrhenius :

1. H ₃ O⁺
   _(aq)+ Cl⁻
   _(aq)+ NH3 → Cl⁻
   _(aq)+ NH⁺
   _4(aq) + H ₂ O
2. HCl _(benzène) + NH _3(benzène) → NH ₄ Cl _(s)
3. HCl _(g) + NH _3(g) → NH ₄ Cl _(s)

Comme pour les réactions à l’acide acétique, les deux définitions fonctionnent pour le premier exemple, où l’eau est le solvant et l’Ion hydronium est formé par le Soluté HCl. Les deux réactions suivantes n’impliquent pas la formation d’ions mais sont toujours des réactions de transfert de protons. Dans la deuxième réaction, le chlorure d’hydrogène et l’ammoniac (dissous dans le benzène ) réagissent pour former du chlorure d’ammonium solide dans un solvant benzénique et dans la troisième, HCl gazeux et NH ₃ se combinent pour former le solide.

Acides de Lewis

Un troisième concept, seulement marginalement lié, a été proposé en 1923 par Gilbert N. Lewis , qui comprend des réactions avec des caractéristiques acide-base qui n’impliquent pas de transfert de protons. Un Acide de Lewis est une espèce qui accepte une paire d’électrons d’une autre espèce ; en d’autres termes, c’est un accepteur de paires d’électrons. ^[6] Les réactions acide-base de Brønsted sont des réactions de transfert de protons tandis que les réactions acide-Base de Lewis sont des transferts de paires d’électrons. De nombreux Acides de Lewis ne sont pas des acides de Brønsted-Lowry. Comparez la façon dont les réactions suivantes sont décrites en termes de chimie acido-basique :

Dans la première réaction, un ion fluorure , F ^– , cède une paire d’électrons au trifluorure de bore pour former le produit tétrafluoroborate . Le fluorure “perd” une paire d’ électrons de valence parce que les électrons partagés dans la liaison BF sont situés dans la région de l’espace entre les deux noyaux atomiques et sont donc plus éloignés du noyau fluorure qu’ils ne le sont dans le seul ion fluorure. BF ₃est un Acide de Lewis car il accepte la paire d’électrons du fluorure. Cette réaction ne peut pas être décrite en termes de théorie de Brønsted car il n’y a pas de transfert de protons. La deuxième réaction peut être décrite en utilisant l’une ou l’autre théorie. Un proton est transféré d’un acide de Brønsted non spécifié à l’ammoniac, une base de Brønsted ; alternativement, l’ammoniac agit comme une Base de Lewis et transfère une seule paire d’électrons pour former une liaison avec un ion hydrogène. L’espèce qui gagne la paire d’électrons est l’Acide de Lewis ; par exemple, l’atome d’oxygène dans H ₃ O ⁺ gagne une paire d’électrons lorsqu’une des liaisons HO est rompue et les électrons partagés dans la liaison se localisent sur l’oxygène. Selon le contexte, un Acide de Lewis peut également être décrit comme un oxydant ou un électrophile. Les Acides organiques de Brønsted, tels que l’acide acétique, citrique ou oxalique, ne sont pas des Acides de Lewis. ^[4] Ils se dissocient dans l’eau pour produire un Acide de Lewis, H ⁺ , mais produisent en même temps une quantité égale d’une Base de Lewis (acétate, Citrate ou oxalate, respectivement, pour les acides mentionnés). Cet article traite principalement des acides de Brønsted plutôt que des Acides de Lewis.

Dissociation et équilibre

Les réactions des acides sont souvent généralisées sous la forme HA ⇌ H ⁺ + A ⁻ , où HA représente l’acide et A ⁻ est la base conjuguée . Cette réaction est appelée protolyse . La forme protonée (HA) d’un acide est aussi parfois appelée acide libre . ^[7]

Les paires conjuguées acide-base diffèrent d’un proton et peuvent être interconverties par l’ajout ou la suppression d’un proton ( protonation et déprotonation , respectivement). Notez que l’acide peut être l’espèce chargée et la base conjuguée peut être neutre, auquel cas le schéma réactionnel généralisé pourrait s’écrire HA ⁺ ⇌ H ⁺ + A . En solution, il existe un équilibre entre l’acide et sa base conjuguée. La constante d’équilibre K est une expression des concentrations d’équilibre des molécules ou des ions en solution. Les parenthèses indiquent la concentration, de sorte que [H ₂ O] signifie la concentration de H ₂ O . La constante de dissociation acide K _a est généralement utilisée dans le cadre des réactions acide-base. La valeur numérique de K _a est égale au produit des concentrations des produits divisé par la concentration des réactifs, où le réactif est l’acide (HA) et les produits sont la base conjuguée et H ⁺ .

K un = [ H + ] [ UN − ] [ HA ] {displaystyle K_{a}={frac {{ce {[H+] [A^{-}]}}}{{ce {[HA]}}}}}

Le plus fort de deux acides aura un K _a plus élevé que l’acide le plus faible ; le rapport des ions hydrogène à l’acide sera plus élevé pour l’acide le plus fort car l’acide le plus fort a une plus grande tendance à perdre son proton. Étant donné que la plage de valeurs possibles pour K _a s’étend sur de nombreux ordres de grandeur, une constante plus gérable, p K _a , est plus fréquemment utilisée, où p K _a = −log ₁₀ K _a . Les acides plus forts ont un p K _a plus petit que les acides plus faibles. Les p Ka déterminés expérimentalement _à 25 °C en solution aqueuse sont souvent cités dans les manuels et les documents de référence.

Nomenclature

Les acides d’Arrhenius sont nommés d’après leurs anions . Dans le système de dénomination classique, le suffixe ionique est supprimé et remplacé par un nouveau suffixe, selon le tableau suivant. Le préfixe “hydro-” est utilisé lorsque l’acide est composé uniquement d’hydrogène et d’un autre élément. Par exemple, HCl a le chlorure comme Anion, donc le préfixe hydro- est utilisé, et le suffixe -ide fait que le nom prend la forme acide chlorhydrique .

Système de nommage classique :

Préfixe d’Anion	Suffixe anionique	Préfixe acide	Suffixe acide	Exemple
par	mangé	par	acide ique	acide perchlorique (HClO 4 )
mangé	acide ique	acide chlorique (HClO 3 )
ite	acide usé	acide chloreux (HClO 2 )
hypo	ite	hypo	acide usé	acide hypochloreux (HClO)
idée	hydraulique	acide ique	acide chlorhydrique (HCl)

Dans le système de dénomination IUPAC , “aqueux” est simplement ajouté au nom du composé ionique. Ainsi, pour le chlorure d’hydrogène, en tant que solution acide, le nom IUPAC est le chlorure d’hydrogène aqueux.

Force acide

La force d’un acide fait référence à sa capacité ou à sa tendance à perdre un proton. Un Acide fort est un acide qui se dissocie complètement dans l’eau ; en d’autres termes, une mole d’un Acide fort HA se dissout dans l’eau, produisant une mole de H ⁺ et une mole de la base conjuguée, A ^– , et aucun de l’acide protoné HA. En revanche, un Acide faible ne se dissocie que partiellement et à l’équilibre, l’acide et la base conjuguée sont en solution. Des exemples d’ acides forts sont l’acide chlorhydrique (HCl), l’acide iodhydrique (HI), l’acide bromhydrique (HBr), l’acide perchlorique (HClO ₄ ), l’acide nitrique (HNO ₃) et l’acide sulfurique (H ₂ SO ₄ ). Dans l’eau, chacun de ces éléments ionise essentiellement 100 %. Plus un acide est fort, plus il perd facilement un proton, H ⁺ . Deux facteurs clés qui contribuent à la facilité de déprotonation sont la polarité de la liaison H—A et la taille de l’atome A, qui détermine la force de la liaison H—A. Les forces acides sont également souvent discutées en termes de stabilité de la base conjuguée.

Les acides plus forts ont une constante de dissociation acide plus élevée , K _{a et un p} K _a plus négatif que les acides plus faibles.

Les acides sulfoniques, qui sont des oxyacides organiques, sont une classe d’acides forts. Un exemple courant est l’Acide toluènesulfonique (acide tosylique). Contrairement à l’acide sulfurique lui-même, les acides sulfoniques peuvent être des solides. En effet, le polystyrène fonctionnalisé en polystyrène sulfonate est un plastique solide fortement acide et filtrable.

Les superacides sont des acides plus forts que l’acide sulfurique à 100 %. Des exemples de superacides sont l’acide fluoroantimonique , l’acide magique et l’acide perchlorique . Les superacides peuvent protoner l’eau de manière permanente pour donner des “sels” d’hydronium cristallins ioniques. Ils peuvent aussi stabiliser quantitativement les carbocations .

Alors que _Ka mesure la force d’un composé acide, la force d’une solution acide aqueuse est mesurée par le pH, qui est une indication de la concentration d’hydronium dans la solution. Le pH d’une solution simple d’un composé acide dans l’eau est déterminé par la dilution du composé et le _Ka du composé .

Force de l’Acide de Lewis dans des solutions non aqueuses

Les Acides de Lewis ont été classés dans le modèle ECW et il a été démontré qu’il n’y a pas un seul ordre de force d’acide. ^[8] La force acceptrice relative des Acides de Lewis vis-à-vis d’une série de bases, par rapport à d’autres Acides de Lewis, peut être illustrée par des tracés CB . ^{[9] [10]} Il a été démontré que pour définir l’ordre de force de l’Acide de Lewis, au moins deux propriétés doivent être prises en compte. Pour la théorie qualitative HSAB de Pearson, les deux propriétés sont la dureté et la résistance, tandis que pour le modèle ECW quantitatif de Drago, les deux propriétés sont électrostatiques et covalentes.

Caractéristiques chimiques

Acides monoprotiques

Les acides monoprotiques, également appelés acides monobasiques, sont les acides capables de donner un proton par molécule au cours du processus de dissociation (parfois appelé ionisation) comme indiqué ci-dessous (symbolisé par HA) :

HA (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ⁻ (aq) K _une

Des exemples courants d’acides monoprotiques dans les acides minéraux comprennent l’acide chlorhydrique (HCl) et l’acide nitrique (HNO ₃ ). D’autre part, pour les Acides organiques, le terme indique principalement la présence d’un groupe acide carboxylique et parfois ces acides sont connus sous le nom d’acide monocarboxylique. Des exemples d’ Acides organiques comprennent l’acide formique (HCOOH), l’acide acétique (CH ₃ COOH) et l’acide benzoïque (C ₆ H ₅ COOH).

Acides polyprotiques

Les acides polyprotiques, également appelés acides polybasiques, sont capables de donner plus d’un proton par molécule d’acide, contrairement aux acides monoprotiques qui ne donnent qu’un proton par molécule. Des types spécifiques d’acides polyprotiques ont des noms plus spécifiques, tels que l’acide diprotique (ou dibasique) (deux protons potentiels à donner) et l’acide triprotique (ou tribasique) (trois protons potentiels à donner). Certaines macromolécules comme les protéines et les acides nucléiques peuvent avoir un très grand nombre de protons acides. ^[11]

Un acide diprotique (ici symbolisé par H ₂ A) peut subir une ou deux dissociations selon le pH. Chaque dissociation a sa propre constante de dissociation, K _a1 et K _a2 .

H ₂ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ⁻ (aq) K _a1 HA ⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ²⁻ (aq) K _a2

La première constante de dissociation est généralement supérieure à la seconde (c’est-à-dire, K _a1 > K _a2 ). Par exemple, l’acide sulfurique (H ₂ SO ₄ ) peut donner un proton pour former l’ Anion Bisulfate (HSO⁻
₄), pour laquelle K _a1 est très grand ; puis il peut donner un deuxième proton pour former l’ Anion sulfate (SO²⁻
₄), où le K _a2 est une résistance intermédiaire. Le grand K _a1 pour la première dissociation fait du sulfurique un Acide fort. De la même manière, l’acide carbonique faiblement instable (H ₂ CO ₃ ) peut perdre un proton pour former un Anion bicarbonate (HCO⁻
₃) et perdre une seconde pour former un Anion carbonate (CO²⁻
₃). Les deux valeurs de K _{a sont petites, mais} K _a1 > K _a2 .

Un acide triprotique (H ₃ A) peut subir une, deux ou trois dissociations et a trois constantes de dissociation, où K _a1 > K _a2 > K _a3 .

H ₃ UNE (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + H ₂ A ⁻ (aq) K _a1 H ₂ A ⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ²⁻ (aq) K _a2 HA ²⁻ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ³⁻ (aq) K _a3

Un exemple Inorganique d’acide triprotique est l’acide orthophosphorique (H ₃ PO ₄ ), généralement simplement appelé acide phosphorique . Les trois protons peuvent être successivement perdus pour donner H ₂ PO⁻
₄, puis HPO²⁻
₄, et enfin PO³⁻
₄, l’ion orthophosphate, généralement simplement appelé phosphate . Même si les positions des trois protons sur la molécule d’acide phosphorique d’origine sont équivalentes, les valeurs successives de K _a diffèrent car il est énergétiquement moins favorable de perdre un proton si la base conjuguée est plus chargée négativement. Un exemple organique d’acide triprotique est l’acide citrique , qui peut successivement perdre trois protons pour finalement former l’ ion Citrate .

Bien que la perte ultérieure de chaque ion hydrogène soit moins favorable, toutes les bases conjuguées sont présentes en solution. La concentration fractionnaire, α (alpha), pour chaque espèce peut être calculée. Par exemple, un acide diprotique générique générera 3 espèces en solution : H ₂ A, HA ⁻ , et A ²⁻ . Les concentrations fractionnaires peuvent être calculées comme ci-dessous en fonction du pH (qui peut être converti en [H ⁺ ]) ou des concentrations de l’acide avec toutes ses bases conjuguées :

α H 2 A = [ H + ] 2 [ H + ] 2 + [ H + ] K 1 + K 1 K 2 = [ H 2 A ] [ H 2 A ] + [ H A − ] + [ A 2 − ] α HA − = [ H + ] K 1 [ H + ] 2 + [ H + ] K 1 + K 1 K 2 = [ HA − ] [ H 2 A ] + [ H A − ] + [ A 2 − ] α A 2 − = K 1 K 2 [ H + ] 2 + [ H + ] K 1 + K 1 K 2 = [ A 2 − ] [ H 2 A ] + [ H A − ] + [ A 2 − ] {displaystyle {begin{aligned}alpha _{{ce {H2A}}}&={frac {{ce {[H+]^2}}}{{ce {[H+]^2}}+[{ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={frac {{ce {[H2A]}}}{{ce {{[H2A]}}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\alpha _{{ce {HA^-}}}&={frac {[{ce {H+}}]K_{1}}{{ce {[H+]^2}}+[{ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={frac {{ce {[HA^-]}}}{{ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\alpha _{{ce {A^{2-}}}}&={frac {K_{1}K_{2}}{{ce {[H+]^2}}+[{ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={frac {{ce {[A^{2-}]}}}{{ce {{[H2A]}}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}end{aligned}}}

Un tracé de ces concentrations fractionnaires en fonction du pH, pour K ₁ et K ₂ donnés , est connu sous le nom de tracé de Bjerrum . Un modèle est observé dans les équations ci-dessus et peut être étendu à l’ acide n -protique général qui a été déprotoné i -fois :

α H n − i A i − = [ H + ] n − i ∏ j = 0 i K j ∑ i = 0 n [ [ H + ] n − i ∏ j = 0 i K j ] {displaystyle alpha _{ce {H}}_{ni}A^{i-}}={{[{ce {H+}}]^{ni}displaystyle prod _{j=0 }^{i}K_{j}} over {displaystyle sum _{i=0}^{n}{Big [}[{ce {H+}}]^{ni}displaystyle prod _ {j=0}^{i}K_{j}}{Big ]}}}

où K ₀ = 1 et les autres K-termes sont les constantes de dissociation pour l’acide.

Neutralisation

Acide chlorhydrique (dans un bécher ) réagissant avec des vapeurs d’ ammoniac pour produire du chlorure d’ammonium (fumée blanche).

La neutralisation est la réaction entre un acide et une base, produisant un sel et une base neutralisée ; par exemple, l’acide chlorhydrique et l’hydroxyde de sodium forment du chlorure de sodium et de l’eau :

HCl _(aq) + NaOH _(aq) → H ₂ O _(l) + NaCl _(aq)

La neutralisation est la base du titrage , où un indicateur de pH indique le point d’équivalence lorsque le nombre équivalent de moles d’une base a été ajouté à un acide. On suppose souvent à tort que la neutralisation devrait aboutir à une solution avec un pH de 7,0, ce qui n’est le cas qu’avec des forces d’acide et de base similaires au cours d’une réaction.

La neutralisation avec une base plus faible que l’acide donne un sel faiblement acide. Un exemple est le chlorure d’ammonium faiblement acide , qui est produit à partir du chlorure d’hydrogène Acide fort et de l’ ammoniaque de base faible . Inversement, la neutralisation d’un Acide faible avec une base forte donne un sel faiblement basique (par exemple, le fluorure de sodium à partir de fluorure d’ hydrogène et d’hydroxyde de sodium ).

Équilibre Acide faible-base faible

Pour qu’un acide protoné perde un proton, le pH du système doit s’élever au-dessus du p Ka _de l’acide. La diminution de la concentration de H ⁺ dans cette solution basique déplace l’équilibre vers la forme de base conjuguée (la forme déprotonée de l’acide). Dans les solutions à pH inférieur (plus acides), la concentration en H ⁺ est suffisamment élevée pour que l’acide reste sous sa forme protonée.

Les solutions d’acides faibles et les sels de leurs bases conjuguées forment des solutions tampons .

Titrage

Pour déterminer la concentration d’un acide dans une solution aqueuse, un titrage acide-base est couramment effectué. Une solution de base forte avec une concentration connue, généralement NaOH ou KOH, est ajoutée pour neutraliser la solution acide en fonction du changement de couleur de l’indicateur avec la quantité de base ajoutée. ^[12] La courbe de titrage d’un acide titré par une base a deux axes, avec le volume de la base en abscisse et la valeur du pH de la solution en ordonnée. Le pH de la solution augmente toujours à mesure que la base est ajoutée à la solution.

Exemple : Acide diprotique

Il s’agit d’une courbe de titrage idéale pour l’ alanine , un acide aminé diprotique. ^[13] Le point 2 est le premier point équivalent où la quantité de NaOH ajoutée est égale à la quantité d’alanine dans la solution d’origine.

Pour chaque courbe de titrage de l’acide diprotique, de gauche à droite, il y a deux points médians, deux points d’équivalence et deux régions tampons. ^[14]

Points d’équivalence

Du fait des processus de dissociation successifs, il existe deux points d’équivalence dans la courbe de titrage d’un acide diprotique. ^[15] Le premier point d’équivalence se produit lorsque tous les premiers ions hydrogène de la première ionisation sont titrés. ^[16] En d’autres termes, la quantité de OH ⁻ ajoutée est égale à la quantité originale de H ₂ A au premier point d’équivalence. Le deuxième point d’équivalence se produit lorsque tous les ions hydrogène sont titrés. Par conséquent, la quantité de OH ⁻ ajoutée est égale à deux fois la quantité de H ₂ A à ce moment. Pour un acide diprotique faible titré par une base forte, le deuxième point d’équivalence doit se produire à un pH supérieur à 7 en raison de l’hydrolyse des sels résultants dans la solution. ^[16]À l’un ou l’autre point d’équivalence, l’ajout d’une goutte de base entraînera la plus forte augmentation de la valeur du pH dans le système.

Régions tampons et points médians

Une courbe de titrage pour un acide diprotique contient deux points médians où pH = pK _a . Puisqu’il existe deux valeurs de K _a différentes , le premier point médian se produit à pH=pK _a1 et le second se produit à pH=pK _a2 . ^[17] Chaque segment de la courbe qui contient un point médian en son centre est appelé la région tampon. Étant donné que les régions tampons sont constituées de l’acide et de sa base conjuguée, elles peuvent résister aux changements de pH lorsque la base est ajoutée jusqu’aux points équivalents suivants. ^[6]

Applications des acides

Les acides existent universellement dans nos vies. Il existe à la fois de nombreux types de composés acides naturels ayant des fonctions biologiques et des acides synthétisés massifs qui sont utilisés de nombreuses façons.

Dans l’industrie

Les acides sont des réactifs fondamentaux dans le traitement de presque tous les procédés de l’industrie actuelle. L’acide sulfurique, un acide diprotique, est l’acide le plus largement utilisé dans l’industrie, qui est également le produit chimique industriel le plus produit au monde. Il est principalement utilisé dans la production d’engrais, de détergents, de batteries et de colorants, ainsi que dans le traitement de nombreux produits tels que l’élimination des impuretés. ^[18] Selon les données statistiques de 2011, la production annuelle d’acide sulfurique était d’environ 200 millions de tonnes dans le monde. ^[19] Par exemple, les minéraux phosphatés réagissent avec l’acide sulfurique pour produire de l’acide phosphorique pour la production d’engrais phosphatés, et le zincest produit en dissolvant de l’oxyde de zinc dans de l’acide sulfurique, en purifiant la solution et en électro-obtenant.

Dans l’industrie chimique, les acides réagissent dans des réactions de neutralisation pour produire des sels. Par exemple, l’acide nitrique réagit avec l’ammoniac pour produire du nitrate d’ammonium , un engrais. De plus, les acides carboxyliques peuvent être estérifiés avec des alcools pour produire des esters .

Les acides sont souvent utilisés pour enlever la rouille et autres éléments corrosifs des métaux dans un processus connu sous le nom de décapage . Ils peuvent être utilisés comme électrolyte dans une batterie à cellule humide , comme l’acide sulfurique dans une Batterie de voiture .

Dans la nourriture

De l’eau gazéifiée ( solution aqueuse de H ₂ CO _{3 ) est couramment ajoutée aux boissons non alcoolisées pour les rendre effervescentes.}

L’acide tartrique est un composant important de certains aliments couramment utilisés comme les mangues non mûres et le tamarin. Les fruits et légumes naturels contiennent également des acides. L’acide citrique est présent dans les oranges, le citron et d’autres agrumes. L’acide oxalique est présent dans les tomates, les épinards, et surtout dans la carambole et la rhubarbe ; les feuilles de rhubarbe et les caramboles non mûres sont toxiques en raison de fortes concentrations d’acide oxalique. L’acide ascorbique (vitamine C) est une vitamine essentielle pour le corps humain et est présent dans des aliments tels que l’amla ( groseille indienne ), le citron, les agrumes et la goyave.

De nombreux acides peuvent être trouvés dans divers types d’aliments en tant qu’additifs, car ils modifient leur goût et servent de conservateurs. L’acide phosphorique , par exemple, est un composant des boissons au cola . L’acide acétique est utilisé dans la vie de tous les jours comme vinaigre. L’acide citrique est utilisé comme conservateur dans les sauces et les cornichons.

L’acide carbonique est l’un des additifs acides les plus courants qui sont largement ajoutés dans les boissons gazeuses . Au cours du processus de fabrication, le CO ₂ est généralement pressurisé pour se dissoudre dans ces boissons afin de générer de l’acide carbonique. L’acide carbonique est très instable et a tendance à se décomposer en eau et en CO ₂ à température et pression ambiantes. Par conséquent, lorsque des bouteilles ou des canettes de ces types de boissons gazeuses sont ouvertes, les boissons gazeuses pétillent et effervescentes lorsque des bulles de CO ₂ sortent. ^[20]

Certains acides sont utilisés comme médicaments. L’acide acétylsalicylique (aspirine) est utilisé comme analgésique et pour faire baisser la fièvre.

Dans les corps humains

Les acides jouent un rôle important dans le corps humain. L’acide chlorhydrique présent dans l’estomac facilite la digestion en décomposant les molécules alimentaires volumineuses et complexes. Les acides aminés sont nécessaires à la synthèse des protéines nécessaires à la croissance et à la réparation des tissus corporels. Les acides gras sont également nécessaires à la croissance et à la réparation des tissus corporels. Les acides nucléiques sont importants pour la fabrication de l’ADN et de l’ARN et la transmission des traits à la progéniture par le biais des gènes. L’acide carbonique est important pour le maintien de l’équilibre du pH dans le corps.

Le corps humain contient une variété de composés organiques et inorganiques, parmi lesquels les acides dicarboxyliques jouent un rôle essentiel dans de nombreux comportements biologiques. Beaucoup de ces acides sont des acides aminés qui servent principalement de matériaux pour la synthèse des protéines. ^[21] D’autres acides faibles servent de tampons avec leurs bases conjuguées pour empêcher le pH du corps de subir des changements à grande échelle qui seraient nocifs pour les cellules. ^[22] Le reste des acides dicarboxyliques participe également à la synthèse de divers composés biologiquement importants dans le corps humain.

Catalyse acide

Les acides sont utilisés comme catalyseurs en chimie industrielle et organique ; par exemple, l’acide sulfurique est utilisé en très grandes quantités dans le processus d’ alkylation pour produire de l’essence. Certains acides, tels que les acides sulfurique, phosphorique et chlorhydrique, effectuent également des réactions de déshydratation et de condensation . En biochimie, de nombreuses enzymes utilisent la catalyse acide. ^[23]

Occurrence biologique

Structure de base d’un acide aminé .

De nombreuses molécules biologiquement importantes sont des acides. Les acides nucléiques , qui contiennent des groupes phosphate acides , comprennent l’ADN et l’ARN . Les acides nucléiques contiennent le code génétique qui détermine de nombreuses caractéristiques d’un organisme et se transmet des parents à la progéniture. L’ADN contient le schéma chimique de la synthèse des protéines constituées de sous-unités d’ acides aminés . Les membranes cellulaires contiennent des esters d’ acides gras tels que les phospholipides .

Un acide α-aminé a un carbone central (le carbone α ou alpha ) qui est lié de manière covalente à un groupe carboxyle (ce sont donc des acides carboxyliques ), un groupe amino , un atome d’hydrogène et un groupe variable. Le groupe variable, également appelé groupe R ou chaîne latérale, détermine l’identité et de nombreuses propriétés d’un acide aminé spécifique. Dans la glycine , l’acide aminé le plus simple, le groupe R est un atome d’hydrogène, mais dans tous les autres acides aminés, il contient un ou plusieurs atomes de carbone liés à des hydrogènes et peut contenir d’autres éléments tels que le soufre, l’oxygène ou l’azote. À l’exception de la glycine, les acides aminés naturels sont chiraux et se produisent presque invariablement dans leL – configuration . Le peptidoglycane , présent dans certaines parois cellulaires bactériennescontient desacides aminés D. Au pH physiologique, généralement autour de 7, les acides aminés libres existent sous une forme chargée, où le groupe carboxyle acide (-COOH) perd un proton (-COO ^– ) et le groupe amine basique (-NH ₂ ) gagne un proton (-NH⁺
₃). La molécule entière a une charge nette neutre et est un zwitterion , à l’exception des acides aminés avec des chaînes latérales basiques ou acides. L’acide aspartique , par exemple, possède une amine protonée et deux groupes carboxyle déprotonés, pour une charge nette de -1 à pH physiologique.

Les acides gras et les dérivés d’acides gras sont un autre groupe d’acides carboxyliques qui jouent un rôle important en biologie. Ceux-ci contiennent de longues chaînes d’hydrocarbures et un groupe acide carboxylique à une extrémité. La membrane cellulaire de presque tous les organismes est principalement constituée d’une bicouche phospholipidique , une micelle d’esters d’acides gras hydrophobes avec des groupes de « tête » de phosphate polaires et hydrophiles. Les membranes contiennent des composants supplémentaires, dont certains peuvent participer aux réactions acide-base.

Chez l’homme et de nombreux autres animaux, l’acide chlorhydrique fait partie de l’ acide gastrique sécrété dans l’ estomac pour aider à hydrolyser les protéines et les polysaccharides , ainsi qu’à convertir la pro-enzyme inactive, le pepsinogène , en enzyme , la pepsine . Certains organismes produisent des acides pour se défendre ; par exemple, les fourmis produisent de l’acide formique .

L’équilibre acido-basique joue un rôle essentiel dans la régulation de la respiration des mammifères . Le gaz oxygène (O ₂ ) entraîne la respiration cellulaire , le processus par lequel les animaux libèrent l’ énergie potentielle chimique stockée dans les aliments, produisant du dioxyde de carbone (CO ₂ ) comme sous-produit. L’oxygène et le dioxyde de carbone sont échangés dans les poumons , et le corps répond aux demandes changeantes d’énergie en ajustant le taux de ventilation . Par exemple, pendant les périodes d’effort, le corps décompose rapidement les glucides et les graisses stockés, libérant du CO ₂dans la circulation sanguine. Dans les Solutions aqueuses telles que le sang, le CO ₂ existe en équilibre avec l’acide carbonique et l’ion bicarbonate .

CO ₂ + H ₂ O ⇌ H ₂ CO ₃ ⇌ H ⁺ + HCO−3

C’est la diminution du pH qui signale au cerveau de respirer plus vite et plus profondément, expulsant l’excès de CO ₂ et réapprovisionnant les cellules en O ₂ .

L’aspirine (acide acétylsalicylique) est un acide carboxylique

Les membranes cellulaires sont généralement imperméables aux molécules polaires chargées ou de grande taille en raison des chaînes d’acyle gras lipophiles comprenant leur intérieur. De nombreuses molécules biologiquement importantes, y compris un certain nombre d’agents pharmaceutiques, sont des Acides organiques faibles qui peuvent traverser la membrane sous leur forme protonée non chargée mais pas sous leur forme chargée (c’est-à-dire comme base conjuguée). Pour cette raison, l’activité de nombreux médicaments peut être renforcée ou inhibée par l’utilisation d’antiacides ou d’aliments acides. La forme chargée, cependant, est souvent plus soluble dans le sang et le cytosol, les deux milieux aqueux. Lorsque l’environnement extracellulaire est plus acide que le pH neutre à l’intérieur de la cellule, certains acides existeront sous leur forme neutre et seront solubles dans la membrane, leur permettant de traverser la bicouche phospholipidique. Les acides qui perdent un proton au pH intracellulaire existeront sous leur forme soluble et chargée et pourront ainsi diffuser à travers le cytosol jusqu’à leur cible. L’ibuprofène , l’aspirine et la pénicilline sont des exemples de médicaments qui sont des acides faibles.

Acides communs

Acides minéraux (acides inorganiques)

• Halogénures d’hydrogène et leurs solutions : acide fluorhydrique (HF), acide chlorhydrique (HCl), acide bromhydrique (HBr), acide iodhydrique (HI)
• Oxoacides halogènes : acide hypochloreux (HClO), acide chloreux (HClO ₂ ), acide chlorique (HClO ₃ ), acide perchlorique (HClO ₄ ) et analogues correspondants pour le brome et l’iode
  • Acide hypofluoré (HFO), le seul oxoacide connu pour le fluor.
• Acide sulfurique (H ₂ SO ₄ )
• Acide fluorosulfurique (HSO ₃ F)
• Acide nitrique (HNO ₃ )
• Acide phosphorique (H ₃ PO ₄ )
• Acide fluoroantimonique (HSbF ₆ )
• Acide fluoroborique (HBF ₄ )
• Acide hexafluorophosphorique (HPF ₆ )
• Acide chromique (H ₂ CrO ₄ )
• Acide borique (H ₃ BO ₃ )

Acides sulfoniques

Un acide sulfonique a la formule générale RS(=O) ₂ –OH, où R est un radical organique.

• Acide méthanesulfonique (ou acide mésylique, CH ₃ SO ₃ H)
• Acide éthanesulfonique (ou acide ésylique, CH ₃ CH ₂ SO ₃ H)
• Acide benzènesulfonique (ou acide bésylique, C ₆ H ₅ SO ₃ H)
• Acide p-toluènesulfonique (ou acide tosylique, CH ₃ C ₆ H ₄ SO ₃ H)
• Acide trifluorométhanesulfonique (ou acide triflique, CF ₃ SO ₃ H)
• Acide polystyrène sulfonique ( polystyrène sulfoné , [CH ₂ CH(C ₆ H ₄ )SO ₃ H] _n )

Acides carboxyliques

Un acide carboxylique a la formule générale RC(O)OH, où R est un radical organique. Le groupe carboxyle -C(O)OH contient un groupe carbonyle , C=O, et un groupe hydroxyle , OH.

• Acide acétique (CH ₃ COOH)
• Acide citrique (C ₆ H ₈ O ₇ )
• Acide formique (HCOOH)
• Acide gluconique HOCH ₂ -(CHOH) ₄ -COOH
• Acide lactique (CH ₃ -CHOH-COOH)
• Acide oxalique (HOOC-COOH)
• Acide tartrique (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)

Acides carboxyliques halogénés

L’halogénation en position alpha augmente la force de l’acide, de sorte que les acides suivants sont tous plus forts que l’acide acétique.

• Acide fluoroacétique
• L’acide trifluoroacétique
• Acide chloroacétique
• Acide dichloroacétique
• Acide trichloroacetic

Acides carboxyliques vinylologues

Les acides carboxyliques normaux sont l’union directe d’un groupe carbonyle et d’un groupe hydroxyle. Dans les acides carboxyliques vinylologues , une double liaison carbone-carbone sépare les groupes carbonyle et hydroxyle.

• Acide ascorbique

Acides nucléiques

• Acide désoxyribonucléique (ADN)
• Acide ribonucléique (ARN)

Références

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Liens externes

• Curtipot : diagrammes d’équilibres Acide-Base, calcul de pH et simulation et analyse de courbes de titrage – logiciel gratuit