Réaction acide-base - Acid–base reaction

Une réaction acide-base est une réaction chimique qui se produit entre un acide et une base . Il peut être utilisé pour déterminer le pH . Plusieurs cadres théoriques proposent des conceptions alternatives des mécanismes réactionnels et de leur application à la résolution de problèmes connexes ; celles-ci sont appelées les théories acide-base, par exemple, la théorie acide-base de Brønsted-Lowry .

Leur importance devient évidente dans l'analyse des réactions acide-base pour les espèces gazeuses ou liquides, ou lorsque le caractère acide ou basique peut être un peu moins apparent. Le premier de ces concepts a été fourni par le chimiste français Antoine Lavoisier , vers 1776.

Lewis, Brønsted-Lowery, Arrhenius façons de penser des acides et des bases
Théories de la réaction acide-base en tant que modèles de sur-ensemble et de sous-ensemble.

Il est important de considérer les modèles de réaction acide-base comme des théories qui se complètent. Par exemple, le modèle de Lewis actuel a la définition la plus large de ce que sont un acide et une base, la théorie de Brønsted-Lowry étant un sous-ensemble de ce que sont les acides et les bases, et la théorie d'Arrhenius étant la plus restrictive.

Définitions acide-base

Développement historique

Le concept de réaction acide-base a été proposé pour la première fois en 1754 par Guillaume-François Rouelle , qui a introduit le mot "base" en chimie pour désigner une substance qui réagit avec un acide pour lui donner une forme solide (sous forme de sel).

La théorie de l'oxygène des acides de Lavoisier

Le premier concept scientifique d'acides et de bases a été fourni par Lavoisier vers 1776. Étant donné que la connaissance de Lavoisier des acides forts était principalement limitée aux oxoacides , tels que HNO
3
(acide nitrique) et H
2
DONC
4
(acide sulfurique), qui ont tendance à contenir des atomes centraux dans des états d'oxydation élevés entourés d'oxygène, et comme il ne connaissait pas la véritable composition des acides halohydriques ( HF , HCl , HBr et HI ), il a défini les acides en termes de leur contenant de l' oxygène , qu'il a en fait nommé des mots grecs signifiant « acide-formateur » (du grec οξυς ( oxys ) signifiant « acide » ou « tranchant » et γεινομαι ( geinomai ) signifiant « engendrer »). La définition de Lavoisier a eu lieu pendant plus de 30 ans, jusqu'à l'article de 1810 et les conférences ultérieures de Sir Humphry Davy dans lesquelles il a prouvé le manque d'oxygène dans H
2
S
, H 2 Te et les acides halohydriques . Cependant, Davy n'a pas réussi à développer une nouvelle théorie, concluant que « l'acidité ne dépend pas d'une substance élémentaire particulière, mais de l'arrangement particulier de diverses substances ». Une modification notable de la théorie de l'oxygène a été apportée par Jöns Jacob Berzelius , qui a déclaré que les acides sont des oxydes de non-métaux tandis que les bases sont des oxydes de métaux.

La théorie de l'hydrogène de Liebig des acides

En 1838, Justus von Liebig a proposé qu'un acide soit un composé contenant de l'hydrogène dont l'hydrogène peut être remplacé par un métal. Cette redéfinition était basée sur ses travaux approfondis sur la composition chimique des acides organiques , achevant le glissement doctrinal des acides à base d'oxygène aux acides à base d'hydrogène commencé par Davy. La définition de Liebig, bien que complètement empirique, est restée en usage pendant près de 50 ans jusqu'à l'adoption de la définition d'Arrhenius.

Définition d'Arrhénius

La première définition moderne des acides et des bases en termes moléculaires a été conçue par Svante Arrhenius . Une théorie de l'hydrogène des acides, elle découle de ses travaux de 1884 avec Friedrich Wilhelm Ostwald pour établir la présence d'ions dans une solution aqueuse et a conduit Arrhenius à recevoir le prix Nobel de chimie en 1903.

Comme défini par Arrhenius :

  • un acide d'Arrhenius est une substance qui se dissocie dans l'eau pour former des ions hydrogène (H + ); c'est-à-dire qu'un acide augmente la concentration des ions H + dans une solution aqueuse.

Cela provoque la protonation de l'eau, ou la création de l' ion hydronium (H 3 O + ). Ainsi, à l'époque moderne, le symbole H + est interprété comme un raccourci pour H 3 O + , car on sait maintenant qu'un proton nu n'existe pas en tant qu'espèce libre en solution aqueuse.

  • une base d'Arrhenius est une substance qui se dissocie dans l'eau pour former des ions hydroxyde (OH ) ; c'est-à-dire qu'une base augmente la concentration des ions OH - dans une solution aqueuse."

Les définitions d'Arrhenius de l' acidité et de l' alcalinité sont limitées aux solutions aqueuses et se réfèrent à la concentration des ions solvants. Selon cette définition, le H 2 SO 4 pur et le HCl dissous dans le toluène ne sont pas acides, et le NaOH fondu et les solutions d'amide de calcium dans l'ammoniac liquide ne sont pas alcalins. Cela a conduit au développement de la théorie de Brønsted-Lowry et de la théorie de Lewis ultérieure pour tenir compte de ces exceptions non aqueuses .

Globalement, pour être qualifié d'acide d'Arrhenius, lors de l'introduction dans l'eau, le produit chimique doit provoquer, directement ou non :

  • une augmentation de la concentration aqueuse d'hydronium, ou
  • une diminution de la concentration en hydroxyde aqueux.

A l'inverse, pour être qualifié de base d'Arrhenius, lors de l'introduction dans l'eau, le produit chimique doit soit provoquer, directement ou non :

  • une diminution de la concentration aqueuse d'hydronium, ou
  • une augmentation de la concentration en hydroxyde aqueux.

La réaction d'un acide avec une base est appelée réaction de neutralisation . Les produits de cette réaction sont un sel et de l'eau.

acide + base → sel + eau

Dans cette représentation traditionnelle, une réaction de neutralisation acide-base est formulée comme une réaction de double remplacement . Par exemple, la réaction de l'acide chlorhydrique , HCl, avec de l'hydroxyde de sodium , NaOH, des solutions produit une solution de chlorure de sodium , NaCl et quelques molécules d'eau supplémentaires.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H 2 O

Le modificateur ( aq ) dans cette équation a été impliqué par Arrhenius, plutôt qu'inclus explicitement. Il indique que les substances sont dissoutes dans l'eau. Bien que les trois substances, HCl, NaOH et NaCl soient capables d'exister sous forme de composés purs, dans les solutions aqueuses, elles sont entièrement dissociées en ions aquatés H + , Cl , Na + et OH .

Définition de Brønsted-Lowry

Johannes Brønsted.jpg Thomas Martin Lowry2.jpg
Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry

La définition de Brønsted-Lowry, formulée en 1923, indépendamment par Johannes Nicolaus Brønsted au Danemark et Martin Lowry en Angleterre, est basée sur l'idée de la protonation des bases par la déprotonation des acides - c'est-à-dire la capacité des acides à "donner" de l'hydrogène. des ions (H + )—autrement appelés protons—aux bases, qui les "acceptent".

Une réaction acide-base est donc l'élimination d'un ion hydrogène de l'acide et son ajout à la base. L'élimination d'un ion hydrogène d'un acide produit sa base conjuguée , qui est l'acide avec un ion hydrogène éliminé. La réception d'un proton par une base produit son acide conjugué , qui est la base avec un ion hydrogène ajouté.

Contrairement aux définitions précédentes, la définition de Brønsted-Lowry ne fait pas référence à la formation de sel et de solvant, mais plutôt à la formation d' acides conjugués et de bases conjuguées , produites par le transfert d'un proton de l'acide à la base. Dans cette approche, les acides et les bases ont un comportement fondamentalement différent des sels, qui sont considérés comme des électrolytes, soumis aux théories de Debye , Onsager et autres. Un acide et une base réagissent non pour produire un sel et un solvant, mais pour former un nouvel acide et une nouvelle base. La notion de neutralisation est donc absente. Le comportement acide-base de Brønsted-Lowry est formellement indépendant de tout solvant, ce qui le rend plus global que le modèle d'Arrhenius. Le calcul du pH selon le modèle d'Arrhenius dépendait des alcalis (bases) se dissolvant dans l'eau ( solution aqueuse ). Le modèle de Brønsted-Lowry a élargi ce qui pouvait être testé au pH en utilisant des solutions insolubles et solubles (gaz, liquide, solide).

La formule générale des réactions acide-base selon la définition de Brønsted-Lowry est :

HA + B → BH + + A

où HA représente l'acide, B représente la base, BH + représente l'acide conjugué de B et A représente la base conjuguée de HA.

Par exemple, un modèle de Brønsted-Lowry pour la dissociation de l'acide chlorhydrique (HCl) en solution aqueuse serait le suivant :

HCl + H 2 O H 3 O + + Cl

L'élimination de H + du HCl produit l' ion chlorure , Cl - , la base conjuguée de l'acide. L'addition de H + au H 2 O (agissant comme une base) forme l' ion hydronium , H 3 O + , l'acide conjugué de la base.

L'eau est amphotère, c'est-à-dire qu'elle peut agir à la fois comme acide et comme base. Le modèle de Brønsted-Lowry explique cela, montrant la dissociation de l'eau en de faibles concentrations d'ions hydronium et hydroxyde :

H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH

Cette équation est illustrée dans l'image ci-dessous :

Diagramme 3d de Bronsted lowry.png

Ici, une molécule d'eau agit comme un acide, donnant un H + et formant la base conjuguée, OH , et une deuxième molécule d'eau agit comme une base, acceptant l' ion H + et formant l'acide conjugué, H 3 O + .

Comme exemple d'eau agissant comme un acide, considérons une solution aqueuse de pyridine , C 5 H 5 N.

C 5 H 5 N + H 2 O ⇌ [C 5 H 5 NH] + + OH

Dans cet exemple, une molécule d'eau est divisée en un ion hydrogène, qui est donné à une molécule de pyridine, et un ion hydroxyde.

Dans le modèle de Brønsted-Lowry, le solvant ne doit pas nécessairement être de l'eau, comme l'exige le modèle acide-base d'Arrhenius . Par exemple, considérons ce qui se passe lorsque l'acide acétique , CH 3 COOH, se dissout dans l' ammoniac liquide .

CH
3
COOH
+ NH
3
NH+
4
+ CH
3
ROUCOULER

Un ion H + est retiré de l'acide acétique, formant sa base conjuguée, l' ion acétate , CH 3 COO . L'ajout d'un ion H + à une molécule d'ammoniac du solvant crée son acide conjugué, l'ion ammonium, NH+
4
.

Le modèle de Brønsted-Lowry appelle les substances contenant de l'hydrogène (comme le HCl) des acides. Ainsi, certaines substances, que de nombreux chimistes considéraient comme des acides, comme le SO 3 ou le BCl 3 , sont exclues de cette classification en raison du manque d'hydrogène. Gilbert N. Lewis a écrit en 1938 : « Restreindre le groupe des acides aux substances qui contiennent de l'hydrogène interfère aussi sérieusement avec la compréhension systématique de la chimie que le ferait la restriction du terme agent oxydant aux substances contenant de l' oxygène . » De plus, KOH et KNH 2 ne sont pas considérés comme des bases de Brønsted, mais plutôt des sels contenant les bases OH et NH
2
.

Définition de Lewis

Le besoin en hydrogène d'Arrhenius et de Brønsted-Lowry a été supprimé par la définition de Lewis des réactions acide-base, conçue par Gilbert N. Lewis en 1923, la même année que Brønsted-Lowry, mais il n'a pas été élaboré par lui avant 1938. Au lieu de cela de définir les réactions acide-base en termes de protons ou d'autres substances liées, la définition de Lewis définit une base (appelée base de Lewis ) comme étant un composé qui peut donner une paire d'électrons , et un acide (un acide de Lewis ) comme étant un composé qui peut recevoir cette paire d'électrons.

Par exemple, le trifluorure de bore , BF 3 est un acide de Lewis typique. Il peut accepter une paire d'électrons car il a une vacance dans son octet . L' ion fluorure a un octet complet et peut donner une paire d'électrons. Ainsi

BF 3 + F BF
4

est une réaction typique à l'acide de Lewis et à la base de Lewis. Tous les composés des éléments du groupe 13 de formule AX 3 peuvent se comporter comme des acides de Lewis. De même, les composés des éléments du groupe 15 de formule DY 3 , tels que les amines , NR 3 , et les phosphines , PR 3 , peuvent se comporter comme des bases de Lewis. Les adduits entre eux ont la formule X 3 A←DY 3 avec une liaison covalente dative , représentée symboliquement par ←, entre les atomes A (accepteur) et D (donneur). Les composés du groupe 16 de formule DX 2 peuvent également jouer le rôle de bases de Lewis ; de cette manière, un composé comme un éther , R 2 O, ou un thioéther , R 2 S, peut jouer le rôle de base de Lewis. La définition de Lewis n'est pas limitée à ces exemples. Par exemple, le monoxyde de carbone agit comme une base de Lewis lorsqu'il forme un adduit avec le trifluorure de bore, de formule F 3 B←CO.

Les adduits impliquant des ions métalliques sont appelés composés de coordination; chaque ligand donne une paire d'électrons à l'ion métallique. La réaction

[Ag(H 2 O) 4 ] + + 2NH 3 → [Ag(NH 3 ) 2 ] + + 4H 2 O

peut être considérée comme une réaction acide-base dans laquelle une base plus forte (ammoniac) remplace une base plus faible (eau)

Les définitions de Lewis et Brønsted-Lowry sont cohérentes les unes avec les autres puisque la réaction

H + + OH H 2 O

est une réaction acide-base dans les deux théories.

Définition du système de solvant

L'une des limites de la définition d'Arrhenius est sa dépendance vis-à-vis des solutions aqueuses. Edward Curtis Franklin a étudié les réactions acide-base dans l'ammoniac liquide en 1905 et a souligné les similitudes avec la théorie d'Arrhenius à base d'eau. Albert FO Germann , travaillant avec du phosgène liquide , COCl
2
, a formulé la théorie basée sur les solvants en 1925, généralisant ainsi la définition d'Arrhenius pour couvrir les solvants aprotiques.

Germann a souligné que dans de nombreuses solutions, il y a des ions en équilibre avec les molécules de solvant neutres :

  • ions solvonium : un nom générique pour les ions positifs. (Le terme solvonium a remplacé l'ancien terme ions lyonium : ions positifs formés par protonation de molécules de solvant.)
  • ions de solvatation : un nom générique pour les ions négatifs. (Le terme solvate a remplacé l'ancien terme ions lyate : ions négatifs formés par déprotonation des molécules de solvant.)

Par exemple, l'eau et l' ammoniac subissent une telle dissociation en hydronium et hydroxyde , et ammonium et amide , respectivement :

2 heures
2
O
H
3
O+
+ OH
2 NH
3
NH+
4
+ NH
2

Certains systèmes aprotiques subissent également une telle dissociation, comme le tétroxyde de diazote en nitrosonium et nitrate , le trichlorure d'antimoine en dichloroantimonium et tétrachloroantimonate, et le phosgène en chlorocarboxonium et chlorure :

N
2
O
4
NO+
+ NON
3
2 SbCl
3
SbCl+
2
+ SbCl
4
COCl
2
COCl+
+ Cl

Un soluté qui provoque une augmentation de la concentration des ions solvonium et une diminution de la concentration des ions solvat est défini comme un acide . Un soluté qui provoque une augmentation de la concentration des ions solvats et une diminution de la concentration des ions solvonium est défini comme une base .

Ainsi, dans l'ammoniac liquide, KNH
2
(fournissant NH
2
) est une base forte, et NH
4
NON
3
(fournissant NH+
4
) est un acide fort. Dans le dioxyde de soufre liquide ( SO
2
), composés de thionyle (fournissant du SO2+
) se comportent comme des acides, et des sulfites (fournissant du SO2−
3
) se comportent comme des bases.

Les réactions acide-base non aqueuses dans l'ammoniac liquide sont similaires aux réactions dans l'eau :

2 NaNH
2

(base)
+ Zn( NH
2
)
2

( amide amphiphile )
Non
2
[ Zn( NH
2
)
4
]
2 NH
4
je

(acide)
+ Zn( NH
2
)
2

(amide amphiphile)
[ Zn( NH
3
)
4
]JE
2

L'acide nitrique peut être une base dans l'acide sulfurique liquide :

HNO
3

(base)
+ 2H
2
DONC
4
NON+
2
+ H
3
O+
+ 2 ASS
4

La force unique de cette définition montre dans la description des réactions dans les solvants aprotiques; par exemple, dans le liquide N
2
O
4
:

AgNO
3

(base)
+ NOCl
(acide)
N
2
O
4

(solvant)
+ AgCl
(sel)

Parce que la définition du système de solvant dépend du soluté ainsi que du solvant lui-même, un soluté particulier peut être soit un acide, soit une base selon le choix du solvant : HClO
4
est un acide fort dans l'eau, un acide faible dans l'acide acétique et une base faible dans l'acide fluorosulfonique; cette caractéristique de la théorie a été considérée à la fois comme une force et une faiblesse, car certaines substances (comme le SO
3
et NH
3
) ont été considérés comme acides ou basiques à part entière. D'autre part, la théorie des systèmes solvants a été critiquée comme étant trop générale pour être utile. En outre, on a pensé qu'il y avait quelque chose d'intrinsèquement acide dans les composés d'hydrogène, une propriété non partagée par les sels de solvonium non hydrogéniques.

Définition Lux-Inondation

Cette théorie acide-base est une renaissance de la théorie de l' oxygène des acides et des bases, proposée par le chimiste allemand Hermann Lux en 1939, encore améliorée par Håkon Flood vers 1947 et est encore utilisé dans moderne géochimie et électrochimie de sels fondus . Cette définition décrit un acide comme un ion oxyde ( O2−
) accepteur et une base comme donneur d'ions oxyde. Par exemple:

MgO
(base)
+ CO
2

(acide)
MgCO
3
CaO
(base)
+ SiO
2

(acide)
CaSiO
3
NON
3

(base)
+ S
2
O2−
7

(acide)
NON+
2
+ 2 SO2−
4

Cette théorie est également utile dans la systématisation des réactions des composés de gaz rares, en particulier les oxydes de xénon, les fluorures et les oxofluorures.

Définition d'Usanovitch

Mikhail Usanovich a développé une théorie générale qui ne limite pas l'acidité aux composés contenant de l'hydrogène, mais son approche, publiée en 1938, était encore plus générale que la théorie de Lewis. La théorie d'Usanovich peut être résumée en définissant un acide comme tout ce qui accepte des espèces négatives ou en donne des positives, et une base comme l'inverse. Cela a défini le concept de redox (oxydation-réduction) comme un cas particulier de réactions acide-base

Voici quelques exemples de réactions acide-base d'Usanovich :

N / A
2
O

(base)
+ DONC
3

(acide)
→ 2 nd+
+ AINSI2−
4
(espèces échangées : O2−
anion)
3 ( NH
4
)
2
S

(base)
+ Sb
2
S
5

(acide)
→ 6 NH+
4
+ 2 SbS3−
4
(espèce échangée : 3 S2−
anions)
2Na
(base)
+ Cl
2

(acide)
→ 2 nd+
+ 2cl
(espèce échangée : 2 électrons)

Rationaliser la force des interactions acide-base de Lewis

Théorie HSAB

En 1963, Ralph Pearson a proposé un concept qualitatif connu sous le nom de principe des acides et bases durs et mous . rendu plus tard quantitatif avec l'aide de Robert Parr en 1984. « Dur » s'applique aux espèces qui sont petites, ont des états de charge élevés et sont faiblement polarisables. « Doux » s'applique aux espèces qui sont grandes, ont des états de charge faibles et sont fortement polarisables. Les acides et les bases interagissent, et les interactions les plus stables sont dur-dur et mou-mou. Cette théorie a trouvé une utilisation en chimie organique et inorganique.

Modèle ECW

Le modèle ECW créé par Russell S. Drago est un modèle quantitatif qui décrit et prédit la force des interactions acide-base de Lewis, −Δ H . Le modèle a attribué des paramètres E et C à de nombreux acides et bases de Lewis. Chaque acide est caractérisé par un E A et un C A . Chaque base est également caractérisée par ses propres E B et C B . Les paramètres E et C font respectivement référence aux contributions électrostatiques et covalentes à la force des liaisons que formeront l'acide et la base. L'équation est

−Δ H = E A E B + C A C B + W

Le terme W représente une contribution énergétique constante pour une réaction acide-base telle que le clivage d'un acide ou d'une base dimère. L'équation prédit l'inversion des forces des acides et des bases. Les représentations graphiques de l'équation montrent qu'il n'y a pas d'ordre unique de forces de base de Lewis ou de forces d'acide de Lewis.

Équilibre acido-basique

La réaction d'un acide fort avec une base forte est essentiellement une réaction quantitative. Par exemple,

HCl (aq) + Na(OH) (aq) → H 2 O + NaCl (aq)

Dans cette réaction, les ions sodium et chlorure sont tous deux spectateurs de la réaction de neutralisation,

H + + OH → H 2 O

ne les implique pas. Avec des bases faibles, l'ajout d'acide n'est pas quantitatif car une solution d'une base faible est une solution tampon . Une solution d'un acide faible est également une solution tampon. Lorsqu'un acide faible réagit avec une base faible, un mélange d'équilibre est produit. Par exemple, l' adénine , écrit comme AH, peut réagir avec un hydrogène phosphate ionique, HPO2−
4
.

AH + HPO2−
4
A + H
2
Bon de commande
4

La constante d'équilibre pour cette réaction peut être dérivée des constantes de dissociation acide de l'adénine et de l'ion dihydrogénophosphate.

[A ] [H + ] = K a1 [AH]
[ HPO2−
4
] [H + ] = K a2 [ H
2
Bon de commande
4
]

La notation [X] signifie "concentration de X". Lorsque ces deux équations sont combinées en éliminant la concentration en ions hydrogène, une expression de la constante d'équilibre, K est obtenue.

[A ] [ H
2
Bon de commande
4
] = K [AH] [ HPO2−
4
] ; K =      K a1/K a2

Réaction acide-alcali

Une réaction acide-alcali est un cas particulier d'une réaction acide-base, où la base utilisée est également un alcali . Lorsqu'un acide réagit avec un sel alcalin (un hydroxyde métallique), le produit est un sel métallique et de l'eau. Les réactions acide-alcali sont également des réactions de neutralisation .

En général, les réactions acide-alcali peuvent être simplifiées en

OH
(aq)
+ H+
(aq)H
2
O

en omettant les ions spectateurs .

Les acides sont en général des substances pures qui contiennent des cations hydrogène ( H+
) ou les faire produire dans des solutions. Acide chlorhydrique ( HCl ) et acide sulfurique ( H
2
DONC
4
) sont des exemples courants. Dans l'eau, ceux-ci se décomposent en ions :

HClH+
(aq) + Cl
(aq)
H
2
DONC
4
H+
(aq) + HSO
4
(aq)

L'alcali se désagrège dans l'eau, produisant des ions hydroxyde dissous :

NaOHNa+
(aq) + OH
(aq)

Voir également

Remarques

Les références

Sources

  • Clayden, Jonathan; Greeves, Nick ; Warren, Stuart ; Wothers, Pierre (2000). Chimie organique (première édition). Presses de l'Université d'Oxford.
  • Finston, HL ; Rychtman, AC (1983). Une nouvelle vision des théories acido-basiques actuelles . New York : John Wiley & Fils.
  • Meyers, R. (2003). Les bases de la chimie . Presse Greenwood.
  • Miessler, GL ; Tarr, DA (1991). Chimie inorganique .

Liens externes