Acide - Weebly

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Introduction
L’utilisation des termes « acide » et « base » (anciennement
alcali), pour désigner certains groupes de substances date de
plusieurs siècles; et pendant longtemps aucune théorie
chimique cohérente ne pouvait encore définir un acide ou une
base.
La classification d’un composé en tant qu’acide ou en tant que
base était fondée sur des propriétés communes aux substances
de ce type, sans référence à une formule chimique. On se
référait à certaines propriétés particulières et non à un concept
général.
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Les acides :
- Saveur aigrelette
- Colorent en rouge le papier tournesol
- Réagissent avec les bases pour donner des sels et avec
les métaux entrainant un dégagement d’hydrogène.
Les bases :
- Saveur caractéristique (amère)
- Colorent en bleu le papier tournesol
- Réagissent avec les acides pour donner des sels.
Ces caractères, bien que souvent vérifiés, sont beaucoup trop
qualitatifs pour définir les acides et les bases.
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B-Théorie à l’origine de la définition
d’un acide et d’une base :
1. Théorie d’Arrhenius l887:
Acide: HA → A- + H+
Exp : HCl → H + + Cl-
Base: BOH →B+ + OH- Exp : NaOH → Na+ + OH-
Limites:
 Elle ne s’applique pas à tous les solvants;
 L’ion H+ / H3O+
Tous les acides ne contiennent pas d’Hydrogène, ex : BF3,
 Toutes les bases ne contiennent pas d’Hydroxyde, ex : NH3
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B-Théorie à l’origine de la définition
d’un acide et d’une base :
2. Théorie de Bronsted et Lowry 1922:
L’acide: HA ↔ H3O+ + ALa base: B + H3O+ ↔ BH+
En d’autres termes :
Acide = Donneur de proton
Base = Accepteur de proton
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Avantages :
- Valable que les substances soient en solution ou non;
- Ne dépend pas de la nature de la solution ( aqueuse ou non
aqueuse);
- La particule de proton n’est pas libérée mais transférée.
- Les bases
Limites
Un rôle tout particulier au proton , alors que, certaines
réactions conduisent à la formation de sel sans qu’il
y ait transfert de proton entre un acide et une base
exp: CO2 + CaO → CaCO3
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Vocabulaire :
 Acide => donneur du proton => protogénique
 Base => accepteur du proton => protophilique
 Les deux sont des protolytes
 La réaction entre les deux est la neutralisation
 La réaction qui mis en jeu un échange de proton
est la protolyse
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3.
Théorie de Lewis l923:
Un acide: accepteur de doublets d’électrons.
Une base: donneur de doublets d’électrons.
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La théorie de Lewis présente un inconvénient majeur
lorsqu’on se place sur le plan quantitatif : une série de
acides (bases) ne serait pas classée dans le même ordre
selon la base (acide) qui leur est opposée.
En conclusion : si la théorie de Lewis, sur le plan qualitatif,
permet d’élargir considérablement les concepts d’acide et
de base , il est préférable sur le plan quantitatif d’en rester
à la théorie de Bronsted et Lowry, à qui aucun
inconvénient majeur ne peut être fait
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C. NOTION DE COUPLES ACIDE-BASE:
AH
H+
A-
acide
acide
Si la Base
réaction
est lue
dans le sens inverse
Acide
Base + H+
AH/A-
un couple acide/base conjugué
BH+/B
un couple acide/base conjugué
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La force d’un acide ou celle d’une base est ainsi liée
à l’importance du transfert de protons;
 Pour un acide ou une base forts, le transfert est
pratiquement total;
 Pour un acide ou une base faibles, le transfert est
partiel
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D-REACTION ACIDE-BASE:
1.Rôle du solvant :
 Si le solvant est aprotique et apolaire (solvant
inerte), il est nécessaire pour qu’il y ait réaction
protolytique la présence d’un acide donneur de
protons et d’une base qui les acceptant.
 Si le solvant est protoactif, il va pouvoir se
comporter lui-même comme donneur (acide) ou
accepteur (base) de protons === le solvant va jouer le
rôle du 2ème couple acido-basique.
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2.Force des acides et des bases :
a- Cas d’un acide HA dans un solvant S :
HA + S
A- + HS+
On peut écrire la constante suivante :
K = [A- ][HS+]/[S][HA]
K.[S] = [A- ][HS+]/[HA] = Ka = Constante d’acidité
b- Cas d’un base B dans un solvant S :
B + HS+
BH+ + S
On peut écrire la constante suivante :
K = [A- ][BH+]/[S][HA]
K.[S] = [A- ][HS+]/[HA] = Kb = Constante de basicité
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2.Force des acides et des bases :
 Cas d’un acide HA dans un solvant S
Acide + H2O ↔ Base + H3O+
+]/ [Acide].
=
[Base].
[H
O
Ka
3
.K
[H2O]
constante
d’acidité
On considère Ka
H2O=comme
constante
et régulière en
solution
diluée.
 Cas d’une base B dans
un solvant
S
Base + H2O ↔ Acide + OH-
K b = [ Ac i d e ] . [ O H - ] / [ B a s e ]
Kb = constante de basicité
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REMARQUES :
 Ka et Kb sont des constantes qui dépendent :
- de la température
- de la nature du solvant
 pour les polyacides ou les polybases, on définit
plusieurs constantes d’acidité et de basicité relative à
chacune des fonctions acide ou basique :
H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4- Ka1
H2PO4- + H2O ↔ H3O+ + HPO4-2 Ka2
HPO4-2 + H2O ↔ H3O+ + PO4-3
Ka3
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 pKa et pKb :
 pKa = - Log 10Ka
 pKb = - Log 10Kb
Selon leur dissociation, les acides et les bases se classent en 2
groupes :
Premier groupe : Acides et bases forts.
o Réaction directe
o Dissociation totale
Deuxième groupe : Acides et bases faibles.
o Réaction inverse
o Dissociation partielle
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Un acide est d’autant plus fort que :
o Ka est grand , pKa est petit
Une base est d’autant plus forte que :
o Kb est grand , pKb est petit et pKa est grand
Conclusion :
o Si pKa< 0 ; l’acide est très fort
o Si 0  pKa 4 ; l’acide est moyen;
o Si 4  pKa 7 ; l’acide est moyennement faible
o Si pKa > 7 ; l’acide est faible
Les acides forts dans l’eau ont un pKa inférieur à celui de H3O+
Les bases fortes dans l’eau ont un pKb inférieur à celui de OH17
Relation entre Ka et Kb d’un même couple acide-base
Ka = [Base]. [H3O+]/ [Acide]
Kb = [Acide]. [OH-]/ [Base]
Ka. Kb = [H3O+]. [OH-]= Ke
Ke le produit ionique de l’eau
A 25°C , Ke = 10-14
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3.Degré d’avancement d’une réaction acidobasique : Travaux d’Arrhenius et Ostwald
 Variation du coefficient de dissociation  avec la dilution :
loi d’Ostwald : HA
A - + H+
 Quand la dilution augmente l’équilibre est déplacé vers la
droite ; donc à dilution infinie ( C
0 ) l’ionisation est
totale dans ces conditions :
 La dilution augmente la dissociation d’un électrolyte faible
ainsi un acide ou une base faible tend à ce comporter comme
une base ou un acide fort et inversement
 Variation de  avec l’addition d’ion commun :
4.Facteurs intrinsèques d’acidité et de basicité
Ils expriment une acidité ou une basicité latente
qui ne peut se manifester qu’en présence d’un
accepteur ou d’un donneur de protons
 Substances protogéniques: Acides
La force d’un acide est liée à la structure de l’anion qui
demeure après le départ de H3O+ , donc de la base
conjuguée, et principalement à sa masse et à sa charge
électrique.
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 Acides minéraux binaires :
L’acidité croit avec :
- La diminution de la charge de l’anion : HCl
>
H2S
- L’augmentation de la masse de l’anion : HCl , HF, HI, HBr
 Acides minéraux oxygénés :
l’acidité croit avec la valence positive de l’élément et donc
avec le nombre d’atomes d’oxygène.
XOm(OH)n ; L’acidité augmente lorsque m augmente, ainsi :
HClO, H3PO4 , H2SO4 , HClO4
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 Acides organiques :
En général, l’acidité est inférieure à celle des acides minéraux
forts.
Les acides organiques, les plus forts, portent des
groupements fonctionnels sulfoniques ---SO3HB et
carboxyliques ---COOH.
 Substances protophiliques : Bases
Des règles comparables peuvent être établies.
 Bases minérales
 Bases organiques
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5.Facteurs extrinsèques
d’acidité et de basicité
Ces facteurs sont relatifs au solvant
La constante diélectrique =>
dissociation des paires d’ions
PP => basique => révélera la force d’un acide
plus qu’un solvant ayant un PP bas qui se
comportera comme acide et révélera
plus la force des bases.
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6.Effet de nivellement
limitation des échelles d'acidité ou de basicité
par le solvant
L’échelle d’acidité (de basicité) par rapport à l’eau est la
plus utilisée car les solutions aqueuses sont les plus
courantes.
Il n’en est pas question de comparer la dissociation des
électrolytes forts dans l’eau qui est pratiquement totale.
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HCl ,
H2SO4 ,
HClO4 dans l’eau
H3O+
Dans l’eau; tout acide fort passe à l’état d’ions H3O+ et toute
base forte à l’état d’ions OHLes acides forts ont la même force que H3O+ et les bases
fortes la même force que OHCe phénomène d’égalisation de la force des acides ou des
bases est appelé : EFFET DE NIVELLEMENT
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Comment classer les
acides et les bases très
forts ?????
Cette comparaison n’étant pas possible
dans l’eau, on utilise un solvant dans
lequel l’acide ou la base sont peu dissociés
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 Dans l’eau, HCl est un acide fort :
H3O+ + Cl-
HCl + H2O
 Dans l’acide acétique, HCl est un acide faible :
HCl + CH3COOH
CH3COOH+2 + Cl-
On utilise donc l’échelle d’acidité par rapport à CH3COOH
Pour classer HCl , H2SO4 , HClO4 qui sont des acides
forts :
HClO4 > HCl > H2SO4
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7.Echelle d’acidité et de basicité : il est plausible de
comparer entre eux différents acides ou différentes bases
.Mais pour le faire valablement, il est nécessaire de faire
réagir un même composé avec plusieurs antagonistes.
1. Echelle de basicité:
• Référence → Acide perchlorique
HClO4 + B ↔ BH+ + ClO4pK = pHClO4 – log ([B] / [BH+ClO4-])
A la demi neutralisation : pK = pHClO4
2. Echelle de acidité:
• Référence → Base RNH2
pK = pB – log ([HA] / [BH+A-])
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HClO4= 1
0
B1/B1H+ClO4-
pK1
pK2
HA2/RNH3+A-
pK1
HA1/RNH3+A1-
B2/B2H+ClO4-
pK2
0
[RNH2] = 1
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8.Prévision des réactions acido-basiques :
2
AH
A-
+ B
+
BH+
1
La réaction va être orienter vers le sens (1) ou le sens (2)
Le sens du transfert de proton
dépend de la force relative des deux couples
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Considérons la réaction globale suivante :
 HA + B
BH+ + A- + H2O
K
Cet équilibre résulte de deux autres équilibres :
 HA + H2O
H3O+ + A- Ka1 = [H3O+][ A-]/[ HA]
 B + H 2O
BH+ + OHBH+ + H2O
B + H3O+ Ka2 = [H3O+][ B]/[BH+]
 HA + B
BH+ + A- + H2O K=[BH+].[ A-]/[ HA].[ B]
 Ka1/ Ka2 = [H3O+].[ A-].[BH+]/[H3O+][ B].[HA]
=[BH+].[ A-]/[ HA].[ B] = K
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La réaction dans le sens (1) sera d’autant plus totale que
Ka1 sera plus grand que Ka2
Le transfert de protons se fait dans le sens de la disparition
des espèces acides et basiques les plus fortes
Exemple :
1) HCl + H2O
HCl acide plus fort que H3O+.
H2O base plus forte que Cl- .
2) C2H5OH
H3O+ + Cl-
+ H 2O
C2H5O- + H3O+
C2H5O- base plus forte que H2O.
H3O+ acide plus fort que C2H5OH.
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9.Les réactions
acido-basiques
 Réaction de neutralisation :
C’est l’action d’un acide sur une base
Acide + Base → Sel + Eau.
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
 Réaction d’hydrolyse :
C’est la réaction, avec un excès d’eau, d’un acide ou une
base faible .
Dans une réaction de ce type l’eau joue à la fois le rôle de
réactif et de solvant.
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Les réactions
acido-basiques
 Réaction de déplacement :
Un acide fort déplace un acide faible de son sel :
CH3COONa + HCl ↔ NaCl + CH3COOH
Une base forte déplace une base faible de son sel :
NaOH + NH4Cl ↔ NaCl + NH4OH
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Conclusion
Malgré la diversité des définitions des
acides et des bases, chaque théorie est
très utile lorsqu’elle est utilisée dans son
propre terrain, autrement dit ces théories
différent pour se compléter
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