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Acidité et Basicité
• De nombreuses réactions organiques sont acido-basiques 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.
• 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
-:
• HC CH + NH2- 1
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 acido-basique 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: Forts | faibles | spectateursCH3COOH2
+ HCl H3O+ CH3COOH NH4+ H2O NH3
0 4,7 9,2 14 pKa
CH3COOH Cl- H2O CH3COO- NH3 OH- NH2-
• Bases: spectatrices | faibles | 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.