La rï¿½action acide-base

I. Dï¿½finitions acides, bases

I.1. Dï¿½finition historique

Mise en ï¿½vidence des acides et des bases grï¿½ce aux indicateurs (papier indicateur).


Les acides ont une saveur aigre, rougissent le papier indicateur (tournesol) et rï¿½agissent avec les bases pour former des sels.		Les bases sont caustiques, ont une saveur amère et bleuissent le tournesol.

Les dï¿½finitions historiques se contentent de dï¿½crire ce qu'il se passe, il s'agit de dï¿½finitions opï¿½rationnelles.

Il existe des rï¿½servoirs naturels d'acide dans la nature. Ces lacs d'un bleu profond sont pourtant extrêmement dangereux ! Ils renferment des acides puissants ! Dï¿½couvrez Les porteurs de soufre du Kawah Ijen

Dï¿½couverte : de l'acide en pleine nature. (suivez le lien)

I.2. Dï¿½finitions d'Arrhenius

1.Un acide est une substance qui en solution aqueuse, libère un ou plusieurs protons (H⁺).

HCl H⁺ _(aq) + Cl^- _(aq)

H₂SO₄ 2 H⁺ _(aq) + SO₄^2- _(aq)

H₃PO₄ 3 H⁺ _(aq) + PO₄^3- _(aq)

2.Une base est une substance qui en solution aqueuse libère un ou plusieurs ions OH^-

NaOH Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Ca(OH)₂ Ca²⁺ _(aq) + 2 OH^- _(aq)

3.La rï¿½action Acide-base est une rï¿½action où il y a formation d'eau (H₂O) et de sel.

Une mole de Ba(OH)₂ libère 2 moles de OH- en solution aqueuse. Une mole de HNO₃ libère une mole de H⁺.

Pour neutraliser les 2 moles de OH^- libï¿½rï¿½es par Ba(OH)₂, il faut deux moles de H⁺. Par consï¿½quent, il faut 2 moles de HNO₃. Lors de la rï¿½action, il se formera deux moles d'eau et une mole de sel.

I.3. Limites de la thï¿½orie d'Arrhenius

Cette thï¿½orie ne prend en considï¿½ration que les solutions aqueuses, alors que des rï¿½actions peuvent se faire en phase gazeuse ou dans d'autres solvants que H₂O. (le papier indicateur rï¿½agit même en contact avec de l'HCl gazeux).

Pour Arrhenius, les bases sont toujours des hydroxydes, alors qu'il peut en exister d'autres. (exemple : NH₃)

H⁺ en solution aqueuse rï¿½agit avec l'eau !

H⁺ + H₂O H₃O⁺

Pour Arrhenius, un sel doit être neutre, or il existe des sels acides, basiques et neutres !

I.4. Dï¿½finition de Bronsted-Lowry

I.4.1. Expï¿½rience


Rï¿½action entre un acide (HCl) et une base (NH₃) en phase gazeuse. Formation d'une fumï¿½e de NH₄Cl. - http://www.chem.leeds.ac.uk/delights/photos/HCl+NH3/

I.4.2. Dï¿½finition d'un acide :

Un acide est une substance, qui peut être une molï¿½cule ou un ion, capable de libï¿½rer un H⁺ (proton).

HCl H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^-[couple : H₂SO₄/HSO₄^-]

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2- [ couple : HSO₄^-/SO₄^2-]

I.4.3. Dï¿½finition d'une base :

Une base est une substance (molï¿½cule ou ion) capable de capter (fixer) un H⁺ (proton).

NH₃+ H⁺ NH₄⁺

Na⁺OH^- + H⁺ H₂O + Na⁺ (couple H₂O/OH^-)

I.4.4. La rï¿½action acide base :

c'est un transfert de H+ (proton) entre deux couples Acides-bases.

La thï¿½orie de Bronsted-Lowry permet d'expliquer ï¿½galement la formation des espèces H₃O⁺ et OH^- dans un milieu selon que l'on rajoute à de l'eau un acide ou une base. Et permet donc d'expliquer ce qu'Arrhenius avait dï¿½couvert. La thï¿½orie d'Arrhenius est un cas particulier qui implique les couples H₃O⁺/H₂O (où l'eau est alors une base conjuguï¿½e de l'acide) et H₂O/OH^- (où l'eau joue cette fois le rï¿½le de l'acide).

Une substance qui, comme H₂O, rï¿½agit tantï¿½t en acide, tantï¿½t en base selon le partenaire est appelï¿½e AMPHOLYTE.

e) Dï¿½finition de Lewis* :

La dï¿½finition de Bronsted-Lowry, bien que rï¿½solvant une partie des problèmes qui se posaient avec la thï¿½orie d'Arrhenius, ne permet pas encore de caractï¿½riser tous les acides et toutes les bases. En effet, dans le tableau pï¿½riodique, certains ï¿½lï¿½ments peuvent agir tantï¿½t comme acide, tantï¿½t comme base.

Voici quelques acides et bases de Lewis courants :

ï¿½ Mark R. Leach 1999-2009 | http://www.meta-synthesis.com/

Un acide est toute espèce qui peut accepter une paire d'ï¿½lectrons offerte par une autre espèce chimique lors d'une rï¿½action.Un acide de Lewis est un accepteur d'ï¿½lectrons (ï¿½lectrophile)

Un acide de Lewis est caractï¿½risï¿½ par :

1) une fraction de charge positive sur l'atome central (due à la forte ï¿½lectronï¿½gativitï¿½ des atomes liï¿½s à ce centre)
2) la capacitï¿½ d'accepter une paire d'ï¿½lectron supplï¿½mentaire.

Exemples : BF₃,H⁺, AlH₃

Une base est toute espèce qui possède une paire d'ï¿½lectron non-liante et qui peut offrir une paire d'ï¿½lectrons à une autre espèce chimique lors d'une rï¿½action. Une base de Lewis est donc un donneur d'ï¿½lectrons . (nuclï¿½ophile)

Exemples : NH₃ (1 paire non-liante), H₂O (2 paires non-liantes), OH- (1 paire non-liante)

Rï¿½action de BF₃ /!\ dans autre solvant que l'eau : (acide de Lewis, le Bore porte une charge partielle positive à cause de la très grande ï¿½lectronï¿½gativitï¿½ des fluors qui captent vers eux les ï¿½lectrons du bore et NH₃ est la base, car l'atome d'azote porte une paire d'ï¿½lectrons non-liants.

Remarques

Le solvant joue souvent le rï¿½le de l'acide ou de la base, ou à la fois de l'acide et de la base.
L'eau et les solvants polaires peuvent agir soit comme base ou comme acide parce qu'ils ont des sites acides et basiques dans leur structure molï¿½culaire: L'eau peut agir comme base en offrant le partage d'une paire d'ï¿½lectrons libres que l'on y trouvait sur l'atome O , et comme acide par le biais d'ï¿½ventuelles liaisons hydrogènes..
Le modèle proposï¿½ par Brï¿½nsted apparaï¿½t ici comme un cas particulier de la thï¿½orie de Lewis. En effet, H⁺ sera l'ï¿½lectrophile et OH^- le nuclï¿½ophile

(*) Adaptï¿½ de Prof. Claude Piguet , Dr. Nadjet Ouali, Dr. Sylvain Koeller , Module 8 ï¿½ La liaison chimique, Chimie Gï¿½nï¿½rale On line, <http://chimge.epfl.ch/Fr/lc/1LC70.htm >, mai 2009