Transcript Acidité et Basicité

Acidité et Basicité
• De nombreuses réactions organiques sont acidobasiques en référence soit à la définition de
Bronsted et Lowry, soit à celle de Lewis.
• I. L’acidobasicité selon Bronsted et Lowry
• 1. Définitions.
• *Un acide est une espèce (molécule ou ion)
susceptible de céder un proton (c’est-à-dire un ion
H+)
• Exemple l’acide acétique:
• CH3COOH
CH3COO- + H+
• *Une base est une espèce (molécule ou ion)
susceptible de fixer un proton.
• Exemple: la méthylamine
• CH3NH2 + H+
CH3NH3+
• * Certaines espèces peuvent jouer les deux
rôles, elles sont amphotères.
• Exemple: l’éthanol
CH3-CH2-OH
CH3-CH2-O- + H+ (rôle d’acide)
CH3-CH2-OH + H+
CH3-CH2-OH2+ (rôle de base)
• *Couple acidobasique.
• On peut toujours trouver un solvant dans lequel le
processus est réversible.
• exemple : dans l’eau, CH3-COO- formé à partir de
l’acide acétique, peut capter un proton pour reformer
une molécule CH3-COOH: CH3COO- est donc une
base.
• l’ion CH3-NH3+ peut perdre un proton pour donner
une molécule CH3-NH2. l’ion CH3-NH3+ est un acide.
•
•
•
•
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à chaque acide correspond une base, sa base
conjuguée.
à chaque base correspond un acide, son acide
conjugué.
Acide
Base + H+
Un acide et sa base conjuguée forment un
couple acido-basique. La plupart de ces
couples correspondent à l’une des deux
formes: AH
A- + H+
BH+ B + H+
• 2. Réaction acido-basique.
• plus l’acide est fort plus sa base conjuguée est
faible.
• Une réaction acido-basique est un échange de
proton entre deux couples, ou encore une
compétition entre deux bases pour fixer un
proton.
• Exemple: la réaction entre l’acétylène HC CH
et l’ion amidure NH2-:
1
• HC CH + NH2 2 HC C- + NH3
• Peut être considérée comme la somme de deux
« demi-réactions » ( fictives):
•
HC CH
HC C- + H+
• et NH2- + H+
NH3
• Des deux bases HC C- et NH2-, la seconde
est la plus forte, donc la réaction évolue dans
le sens 1.
• Le schéma général d’une réaction acidobasique entre deux couples (1) et (2) est donc:
• Acide(1) + Base(2)
Base(1) + Acide(2)
• Forces comparées dans l’eau
• La dissociation d’un acide dans l’eau est un
cas particulier de réaction acido-basique, dans
lequel l’eau joue le rôle d’une base, au sein du
couple H3O+ / H2O ( H3O+ étant l’ion
hydronium (ou oxonium), ou proton hydraté):
• AH + H2O A- + H3O+
• Exemple:
• HCOOH + H2O HCOO- + H3O+
• Cette réaction sert de référence usuelle pour
définir la force d’un acide (ou de sa base
conjuguée). Sa constante d’équilibre porte le
nom de constante d’acidité Ka du couple:
• et pKa = -log Ka car Ka est un nombre petit.
• Plus Ka est grand ( et pKa petit) plus l’acide est
Fort et la base conjuguée faible.
Echelle des pKa dans l’eau
• Acides:
CH3COOH2+
CH3COOH
Forts
|
faibles
| spectateurs
HCl
H3O+ CH3COOH NH4+ H2O
Cl-
0
H2O
• Bases: spectatrices |
4,7
9,2 14
CH3COO- NH3 OH-
faibles
NH3
pKa
NH2-
| Fortes
• Dans l’eau on ne peut comparer que les acides
faibles dans l’eau, c-à-d de pKa compris entre
0 et 14. les acides forts dans l’eau réagissent
• totalement sur l’eau:
• HCl + H2O
Cl- + H3O+
• Sa « base » conjuguée est spectatrice dans
l’eau, c-à-d qu’elle n’a aucune propriété
basique.
• Mais si on change de solvant, par exemple
l’acide acétique, HCl devient un acide faible,
et sa base conjuguée Cl- une base faible.
• 3. Relation acidobasicité- structure
• L’acidité ( ou labilité de l’hydrogène) est
associée à une certaine facilité de rupture
hétérolytique pour une liaison A-H selon le
schéma
•
A:H.
• La basicité, quant à elle, est associée à la
présence d’un doublet libre permettant la
fixation d’un ion H+ par coordinence
(protonation), selon le schéma A: + H+
• Mais tous les composés hydrogénés ne sont
pas des acides ( CH4 n’en est pas un) et, dans
une molécule à caractère acide, tous les H ne
sont pas labiles (dans CH3-COOH seul
l’hydrogène lié à l’oxygène l’est vraiment).
•
De même la présence de doublet(s) libre(s)
n’apporte pas toujours le caractère basique
(Cl-, avec 4 doublets libres n’est pas basique
dans l’eau).
• l’existence et la force des caractères acide et
basique dépendent de divers facteurs
structuraux, électroniques ou géométriques:
• - l’électronégativité, la polarisation des liaisons
et l’effet inductif,
• - la polarisabilité et le rayon des atomes,
• - la résonance et ses conditions géométriques
• - l’hybridation.
• Exemple: CCl3-COOH et CH3-COOH
• II. L’acidobasicité selon Lewis
• Définitions
• Un acide est une espèce contenant un atome
susceptible de se fixer sur un doublet
électronique libre.
• Une base est une espèce possédant un doublet
libre.
• Le proton n’a plus de rôle particulier.
• Remarques
• Pour les bases, conception peu éloignée de
celle de Bronsted,
• car les espèces qui peuvent fixer un proton
• ( base de Bronsted) possèdent précisément un
doublet libre.
• Par contre la définition des acides par Lewis
est beaucoup plus générale, puisqu’elle
englobe toute espèce comportant une case ( ou
orbitale) vide.
• dans ces conditions H+ est lui-même un acide,
de même que les composés comme BF3, AlCl3
ou Zn2+ :
• F-B-F
Cl-Al-Cl
Zn2+
• F
Cl
• Selon cette façon de voir, toute formation
d’une liaison par coordinence constitue une
réaction de type acido-basique.
• d’autre part un acide de Lewis est un
électrophile et une base de Lewis est un
nucléophile.