Oxyacide - Oxyacid

Un oxyacide , oxoacide ou acide ternaire est un acide qui contient de l' oxygène . Plus précisément, il s'agit d'un composé qui contient de l'hydrogène, de l'oxygène et au moins un autre élément , avec au moins un atome d' hydrogène lié à l'oxygène qui peut se dissocier pour produire le cation H + et l' anion de l'acide.

La description

Selon la théorie originale de Lavoisier , tous les acides contenaient de l'oxygène, qui a été nommé du grec ὀξύς ( oxys : acide, pointu) et la racine -γενής ( -genes : créateur). On a découvert plus tard que certains acides, notamment l'acide chlorhydrique , ne contenaient pas d'oxygène et que les acides étaient donc divisés en oxyacides et ces nouveaux hydroacides .

Tous les oxyacides ont l'hydrogène acide lié à un atome d'oxygène, donc la force de liaison (longueur) n'est pas un facteur, comme c'est le cas avec les hydrures non métalliques binaires. Au contraire, l'électronégativité de l'atome central (X) et le nombre d'atomes O déterminent l'acidité de l'oxyacide. Avec le même atome central X, la force de l'acide augmente à mesure que le nombre d'oxygène attaché à X augmente. Avec le même nombre d'oxygène autour de E, la force de l'acide augmente avec l'électronégativité de X.

Comparés au sel de leurs formes déprotonées, les oxyanions , oxyacides sont généralement moins stables, et nombre d'entre eux n'existent formellement que sous forme d'espèces hypothétiques, ou n'existent qu'en solution et ne peuvent être isolés sous forme pure. Il y a plusieurs raisons générales à cela: (1) ils peuvent se condenser pour former des oligomères (par exemple, H 2 CrO 4 en H 2 Cr 2 O 7 ), ou se déshydrater complètement pour former l'anhydride (par exemple, H 2 CO 3 à CO 2 ), (2) ils peuvent être disproportionnés par rapport à un composé d'un état d'oxydation supérieur et un autre inférieur (par exemple, HClO 2 en HClO et HClO 3 ), ou (3) ils pourraient exister presque entièrement sous une autre forme tautomère plus stable ( par exemple, l'acide phosphoreux P (OH) 3 existe presque entièrement sous forme d'acide phosphonique HP (= O) (OH) 2 ). Néanmoins, l'acide perchlorique (HClO 4 ), l'acide sulfurique (H 2 SO 4 ) et l'acide nitrique (HNO 3 ) sont quelques oxyacides courants qui sont relativement faciles à préparer sous forme de substances pures.

Les acides imidiques sont créés en remplaçant = O par = NR dans un oxyacide.

Propriétés

Une molécule d'oxyacide contient la structure X-O-H, où d'autres atomes ou groupes d'atomes peuvent être connectés à l'atome central X. Dans une solution , une telle molécule peut être dissociée en ions de deux manières distinctes:

  • X − O − H ⇄ (X − O) - + H +
  • X − O − H ⇄ X + + OH -

Si l'atome central X est fortement électronégatif , il attire fortement les électrons de l'atome d'oxygène. Dans ce cas, la liaison entre l'atome d'oxygène et d'hydrogène est faible et le composé s'ionise facilement à la manière de la première des deux équations chimiques ci - dessus. Dans ce cas, le composé XOH est un acide, car il libère un proton , c'est-à-dire un ion hydrogène. Par exemple, l' azote , le soufre et le chlore sont des éléments fortement électronégatifs, et par conséquent l'acide nitrique , l'acide sulfurique et l'acide perchlorique sont des acides forts.

Si, cependant, l'électronégativité de X est faible, alors le composé est dissocié en ions selon la dernière équation chimique, et XOH est un hydroxyde alcalin . Des exemples de tels composés sont l'hydroxyde de sodium NaOH et l'hydroxyde de calcium Ca (OH) 2 . En raison de la forte électronégativité de l'oxygène, cependant, la plupart des oxobases courantes, telles que l'hydroxyde de sodium, bien que fortement basiques dans l'eau, ne sont que modérément basiques par rapport aux autres bases. Par exemple, le pKa de l'acide conjugué de l'hydroxyde de sodium , l' eau , est de 15,7, tandis que celui de l'amidure de sodium , l' ammoniac , est plus proche de 40, faisant de l'hydroxyde de sodium une base beaucoup plus faible que l'amidure de sodium.

Si l'électronégativité de X se situe quelque part entre les deux, le composé peut être amphotère et, dans ce cas, il peut se dissocier en ions des deux manières, dans le premier cas lors de la réaction avec des bases et dans le dernier cas lors de la réaction avec des acides. Des exemples de ceci comprennent les alcools aliphatiques , tels que l' éthanol .

Les oxyacides inorganiques ont généralement une formule chimique de type H m XO n , où X est un atome fonctionnant comme un atome central , tandis que les paramètres m et n dépendent de l' état d'oxydation de l'élément X. Dans la plupart des cas, l'élément X est un non - métal , mais certains métaux , par exemple le chrome et le manganèse , peuvent former des oxyacides lorsqu'ils se produisent à leurs états d'oxydation les plus élevés .

Lorsque les oxyacides sont chauffés, beaucoup d'entre eux se dissocient en eau et en anhydride de l'acide. Dans la plupart des cas, ces anhydrides sont des oxydes de non-métaux. Par exemple, le dioxyde de carbone , CO 2 , est l'anhydride de l'acide carbonique , H 2 CO 3 , et le trioxyde de soufre , SO 3 , est l'anhydride de l'acide sulfurique , H 2 SO 4 . Ces anhydrides réagissent rapidement avec l'eau et forment à nouveau ces oxyacides.

De nombreux acides organiques , comme les acides carboxyliques et les phénols , sont des oxyacides. Leur structure moléculaire est cependant beaucoup plus compliquée que celle des oxyacides inorganiques.

La plupart des acides couramment rencontrés sont des oxyacides. En effet, au XVIIIe siècle, Lavoisier supposait que tous les acides contenaient de l'oxygène et que l'oxygène était à l'origine de leur acidité. À cause de cela, il a donné à cet élément son nom, oxygenium , dérivé du grec et signifie l' acide-maker , qui est encore, sous une forme plus ou moins modifiée, utilisée dans la plupart des langues. Plus tard, cependant, Humphry Davy a montré que le soi-disant acide muriatique ne contenait pas d'oxygène, bien qu'il soit un acide fort; au lieu de cela, c'est une solution de chlorure d'hydrogène , HCl. De tels acides qui ne contiennent pas d'oxygène sont de nos jours appelés hydroacides.

Noms des oxyacides inorganiques

De nombreux oxyacides inorganiques sont traditionnellement appelés avec des noms se terminant par le mot acide et qui contiennent également, sous une forme quelque peu modifiée, le nom de l'élément qu'ils contiennent en plus de l'hydrogène et de l'oxygène. Des exemples bien connus de ces acides sont l'acide sulfurique , l'acide nitrique et l'acide phosphorique .

Cette pratique est bien établie et l' IUPAC a accepté de tels noms. À la lumière de la nomenclature chimique actuelle , cette pratique est une exception, car les noms systématiques des composés sont formés en fonction des éléments qu'ils contiennent et de leur structure moléculaire, et non en fonction d'autres propriétés (par exemple, l' acidité ) qu'ils possèdent.

Cependant, l'IUPAC recommande de ne pas appeler les futurs composés non encore découverts avec un nom se terminant par le mot acide . En effet, les acides peuvent être appelés avec des noms formés en ajoutant le mot hydrogène devant l' anion correspondant ; par exemple, l'acide sulfurique pourrait tout aussi bien être appelé hydrogénosulfate (ou dihydrogénosulfate ). En fait, le nom entièrement systématique de l'acide sulfurique, selon les règles de l'IUPAC, serait dihydroxidodioxidosulfur et celui de l'ion sulfate, tétraoxidosulfate (2−) . De tels noms, cependant, ne sont presque jamais utilisés.

Cependant, le même élément peut former plus d'un acide lorsqu'il est combiné avec de l'hydrogène et de l'oxygène. Dans de tels cas, la pratique anglaise pour distinguer ces acides consiste à utiliser le suffixe -ic dans le nom de l'élément dans le nom de l'acide contenant plus d'atomes d'oxygène, et le suffixe -ous dans le nom de l'élément au nom de l'acide contenant moins d'atomes d'oxygène. Ainsi, par exemple, l'acide sulfurique est H 2 SO 4 et l'acide sulfureux H 2 SO 3 . De manière analogue, l'acide nitrique est HNO 3 et l'acide nitreux HNO 2 . S'il y a plus de deux oxyacides ayant le même élément que l'atome central, alors, dans certains cas, les acides sont distingués en ajoutant le préfixe per- ou hypo- à leurs noms. Le préfixe per- , cependant, n'est utilisé que lorsque l'atome central est un halogène ou un élément du groupe 7 . Par exemple, le chlore contient les quatre oxyacides suivants:

Le suffixe -ite apparaît dans les noms d'anions et de sels dérivés d'acides dont les noms se terminent par le suffixe -ous . D'autre part, le suffixe -ate apparaît dans les noms d'anions et de sels dérivés d'acides dont les noms se terminent par le suffixe -ic . Les préfixes hypo- et per- se produire au nom d'anions et de sels; par exemple l'ion ClO -
4
est appelé perchlorate .

Dans quelques cas, les préfixes ortho- et para- apparaissent dans les noms de certains oxyacides et de leurs anions dérivés. Dans de tels cas, le paracide est ce que l'on peut penser comme restant de l' orthoacide si une molécule d' eau est séparée de la molécule d' orthoacide . Par exemple, l'acide phosphorique , H 3 PO 4 , a parfois été appelé acide orthophosphorique , afin de le distinguer de l' acide métaphosphorique , HPO 3 . Cependant, selon les règles actuelles de l' IUPAC , le préfixe ortho ne doit être utilisé que dans les noms d' acide orthotellurique et d' acide orthopériodique , ainsi que leurs anions et sels correspondants.

Exemples

Dans le tableau suivant, la formule et le nom de l'anion se réfèrent à ce qui reste de l'acide lorsqu'il perd tous ses atomes d'hydrogène en tant que protons. Cependant, bon nombre de ces acides sont polyprotiques et, dans de tels cas, il existe également un ou plusieurs anions intermédiaires. Au nom de ces anions, le préfixe hydrogène- (dans l'ancienne nomenclature bi- ) est ajouté, avec des préfixes numériques si nécessaire. Par exemple, SO 2−
4
est l' anion sulfate , et HSO -
4
, l' anion hydrogénosulfate (ou bisulfate). De même, PO 3−
4
est phosphate , HPO 2−
4
est l'hydrogénophosphate et H
2
PO -
4
est le dihydrogénophosphate.

Oxyacides et leurs anions correspondants
Groupe d' éléments Élément (atome central) État d'oxydation Formule acide Nom de l'acide Formule anionique Nom de l'anion
6 Chrome +6 H
2
CrO
4
Acide chromique CrO 2−
4
Chromate
H
2
Cr
2
O
sept
Acide dichromique Cr
2
O 2−
7
Dichromate
sept Manganèse +7 HMnO
4
Acide permanganique MnO -
4
Permanganate
+6 H
2
MnO
4
Acide manganique MnO 2−
4
Manganate
Technétium +7 HTcO
4
Acide pertechnétique TcO -
4
Pertechnétate
+6 H
2
TcO
4
Acide technétique TcO 2−
4
Technétate
Rhénium +7 HReO
4
Acide perhénique ReO -
4
Perrhenate
+6 H
2
ReO
4
Acide tétraoxorhénique (VI) ReO 2−
4
Rhénat (VI)
+5 HReO
3
Acide trioxorhénique (V) ReO -
3
Trioxorhénate (V)
H
3
ReO
4
Acide tétraoxorhénique (V) ReO 3−
4
Tétraoxorhénate (V)
H
4

2
O
sept
Acide heptaoxodirhénique (V)
2
O 4−
7
Dirhénate (V)
8 Le fer +6 H 2 FeO 4 Acide ferrique FeO 4 2– Ferrite
Ruthénium +6 H 2 RuO 4 Acide ruthénique RuO 4 2– Ruthénate
+7 HRuO 4 Acide peruthénique RuO 4 - Perruthénate ( notez la différence d'utilisation par rapport à l'osmium )
+8 H 2 RuO 5 Acide hyperruthénique HRuO 5 - Hyperruthénate
Osmium +6 H 6 OsO 6 Acide osmique H 4 OsO 6 2– Osmate
+8 H 4 OsO 6 Acide pérosmique H 2 OsO 6 2– Perosmate ( notez la différence d'utilisation par rapport au ruthénium )
13 Bore +3 H
3
BO
3
Acide borique
(anciennement acide orthoborique )
BO 3−
3
Borate
(anciennement orthoborate )
(HBO
2
)
n
Acide métaborique BO -
2
Metaborate
14 Carbone +4 H
2
CO
3
Acide carbonique CO 2−
3
Carbonate
Silicium +4 H
4
SiO
4
Acide silicique
(anciennement acide orthosilicique )
SiO 4−
4
Silicate (anciennement orthosilicate )
H
2
SiO
3
Acide métasilicique SiO 2−
3
Métasilicate
14, 15 Carbone, azote +4, −3 HOCN Acide cyanique OCN -
Cyanate
15 Azote +5 HNO
3
Acide nitrique NON -
3
Nitrate
HNO
4
Acide peroxynitrique NON -
4
Peroxynitrate
H
3
NON
4
Acide orthonitrique NON 3−
4
Orthonitrate
+3 HNO
2
Acide nitreux NON -
2
Nitrite
HOONO Acide peroxynitreux OONO -
Peroxynitrite
+2 H
2
NON
2
Acide nitroxylique NON 2−
2
Nitroxylate
+1 H
2
N
2
O
2
Acide hyponitreux N
2
O 2−
2
Hyponitrite
Phosphore +5 H
3
PO
4
Acide phosphorique
(anciennement acide orthophosphorique )
PO 3−
4
Phosphate
(orthophosphate)
HPO
3
Acide métaphosphorique PO -
3
Métaphosphate
H
4
P
2
O
sept
Acide pyrophosphorique
(acide diphosphorique)
P
2
O 4−
7
Pyrophosphate
(diphosphate)
H
3
PO
5
Acide peroxomonophosphorique PO 3−
3
Peroxomonophosphate
+5, +3 (HO)
2
POPO (OH)
2
Acide diphosphorique (III, V) O
2
POPOO 2−
2
Diphosphate (III, V)
+4 (HO)
2
OPPO (OH)
2
Acide hypophosphorique
( acide diphosphorique (IV))
O
2
OPPOO 4−
2
Hypophosphate
(diphosphate (IV))
+3 H
2
PHO
3
Acide phosphonique PHO 2−
3
Phosphonate
H
2
P
2
H
2
O
5
Acide diphosphonique P
2
H
2
O 5−
3
Diphosphonate
+1 HPH
2
O
2
Acide phosphinique (acide hypophosphoreux) PH
2
O -
2
Phosphinate (hypophosphite)
Arsenic +5 H
3
AsO
4
Acide arsénique AsO 3−
4
Arséniate
+3 H
3
AsO
3
Acide arsénique AsO 3−
3
Arsénite
16 Soufre +6 H
2
ALORS
4
Acide sulfurique ALORS 2−
4
Sulfate
H
2
S
2
O
sept
Acide disulfurique S
2
O 2−
7
Disulfate
H
2
ALORS
5
Acide peroxomonosulfurique ALORS 2−
5
Peroxomonosulfate
H
2
S
2
O
8
Acide peroxodisulfurique S
2
O 2−
8
Peroxodisulfate
+5 H
2
S
2
O
6
Acide dithionique S
2
O 2−
6
Dithionate
+5, 0 H
2
S
X
O
6
Acides polythioniques
( x = 3, 4 ...)
S
X
O 2−
6
Polythionates
+4 H
2
ALORS
3
Acide sulfureux ALORS 2−
3
Sulfite
H
2
S
2
O
5
Acide disulfure S
2
O 2−
5
Disulfite
+4, 0 H
2
S
2
O
3
Acide thiosulfurique S
2
O 2−
3
Thiosulfate
+3 H
2
S
2
O
4
Acide dithioneux S
2
O 2−
4
Dithionite
+3, −1 H
2
S
2
O
2
Acide thiosulfureux S
2
O 2−
2
Thiosulfite
+2 H
2
ALORS
2
Acide sulfoxylique (acide hyposulfure) ALORS 2−
2
Sulfoxylate (hyposulfite)
+1 H
2
S
2
O
2
Dihydroxydisulfane S
2
O 2−
2
0 HSOH Acide sulfénique HSO -
Sulfinite
Sélénium +6 H
2
SeO
4
Acide sélénique SeO 2−
4
Selenate
+4 H
2
SeO
3
Acide séléneux SeO 2−
3
Sélénite
Tellure +6 H
2
TeO
4
Acide tellurique TeO 2−
4
Tellurate
H
6
TeO
6
Acide orthotellurique TeO 6−
6
Orthotellurate
+4 H
2
TeO
3
Acide tellureux TeO 2−
3
Tellurite
17 Chlore +7 HClO
4
Acide perchlorique ClO -
4
Perchlorate
+5 HClO
3
Acide chlorique ClO -
3
Chlorate
+3 HClO
2
Acide chloreux ClO -
2
Chlorite
+1 HClO Acide hypochloreux ClO -
Hypochlorite
Brome +7 HBrO
4
Acide perbromique BrO -
4
Perbromate
+5 HBrO
3
Acide bromique BrO -
3
Bromate
+3 HBrO
2
Acide bromeux BrO -
2
Bromite
+1 HBrO Acide hypobromeux BrO -
Hypobromite
Iode +7 HIO
4
Acide périodique IO -
4
Périodate
H
5
IO
6
Acide orthopériodique IO 5−
6
Orthopériodate
+5 HIO
3
Acide iodique IO -
3
Iodate
+1 HIO Acide hypoiodeux IO -
Hypoiodite
18 Xénon +6 H 2 XeO 4 Acide xénique HXeO 4 - Hydrogenxenate (le xénate dibasique est inconnu )
+8 H 4 XeO 6 Acide perxénique XeO 6 4– Perxénate

Sources

  • Kivinen, Antti; Mäkitie, Osmo (1988). Kemia (en finnois). Helsinki, Finlande: Otava. ISBN   951-1-10136-6 .
  • Nomenclature des composés inorganiques, recommandations IUPAC 2005 (Red Book 2005) . Union internationale de chimie pure et appliquée. 2005. ISBN   0-85404-438-8 .
  • Otavan suuri ensyklopedia, volume 2 (Cid-Harvey) (en finnois). Helsinki, Finlande: Otava. 1977. ISBN   951-1-04170-3 .

Voir également

Références

Liens externes