Acide

Un acide (souvent représenté par la formule générale HA [H ⁺ A ^-]) est traditionnellement considéré comme ne importe quel composé chimique qui, lorsqu'il est dissous dans l'eau , donne une solution ayant une ion hydrogène activité supérieure à celle de l'eau pure, soit une pH inférieur à 7,0. Qui se rapproche de la définition moderne de Johannes Nicolaus Brønsted et Martin Lowry, qui a défini indépendamment un acide comme un composé qui fait don d'un ion hydrogène (H ⁺⁾ en un autre composé (appelé base). Les exemples communs incluent l'acide acétique (en vinaigre) et de l'acide sulfurique (utilisé dans batteries de voiture). Systèmes acide / base sont différents de réactions d'oxydoréduction en ce qu'il n'y a pas de changement dans l'état d'oxydation .

Définitions

Le mot "acide" vient du latin acidus signifie «amer», mais dans la chimie de l'acide terme a un sens plus spécifique. Il ya quatre façons de définir un acide:

• Arrhenius: Selon cette définition élaborée par le Suédois chimiste Svante Arrhenius, un acide est une substance qui augmente la concentration d'ions hydrogène ^{(H +),} qui sont réalisées en tant que hydronium ions (H ₃ O ⁺⁾ lorsqu'il est dissous dans l'eau , tandis que les bases sont des substances qui augmentent la concentration d' hydroxyde ions (OH ^-). Cette définition limite acides et des bases à des substances qui peuvent dissoudre dans l'eau. Vers 1800, de nombreux français chimistes, y compris Antoine Lavoisier , croyaient à tort que tous les acides contiennent de l'oxygène . En effet, le mot allemand moderne pour l'oxygène est Sauerstoff (litt de substance aigre), comme ce est le mot afrikaans suurstof d'oxygène, avec le même sens. Anglais chimistes, y compris Sir Humphry Davy en même temps croyaient tous les acides contiennent de l'hydrogène. Arrhenius utilisé cette croyance de développer cette définition de l'acide.
• Bronsted-Lowry: Selon cette définition, un acide est un proton ( hydrogène noyau) donneur et une base est un accepteur de protons. L'acide est dit être dissociée après le proton est donné. Un acide et la base correspondante sont appelés conjugués paires acide-base. Bronsted et Lowry formulées indépendamment de cette définition, qui comprend les substances insolubles dans l'eau pas dans la définition d'Arrhenius.
• définition solvant-système: Selon cette définition, un acide est une substance qui, lorsqu'elle est dissoute dans un solvant autodissociating, augmente la concentration de la solvonium cations tels que H ₃ O ⁺ dans de l'eau, NH ₄ ⁺ dans l'ammoniac liquide, en N ⁺ N ₂ O ₄ liquide, SbCl ₂ ⁺ dans SbCl _3, etc. La base est définie comme étant la substance qui augmente la concentration de la solvate anions, respectivement OH ^-, NH ₂ ^-, NO ₃ ^-, ou SbCl ₄ ^-. Cette définition se étend réactions acide-base à des systèmes non aqueux et même certains systèmes aprotiques, où aucune hydrogène noyaux sont impliqués dans les réactions. Cette définition ne est pas absolue, un composé agissant comme acide dans un solvant peut agir comme une base dans un autre.
• Lewis: Selon cette définition développé par Gilbert N. Lewis, un acide est une paire d'électrons accepteur et une base est un électron donneur de paire. (Celles-ci sont souvent appelées " Des acides de Lewis "et" Les bases de Lewis, "et sont électrophiles et nucléophiles, respectivement, dans la chimie organique ; Les bases de Lewis sont également dans ligands la coordination de la chimie.) des acides de Lewis comprennent les substances qui ne ont pas transférables protons (par exemple des ions hydrogène H ^+), comme le fer (III) chlorure , et donc la définition d'un acide de Lewis a une application plus large que la définition de Bronsted-Lowry. En fait, le terme acide de Lewis est souvent utilisée pour exclure (Brönsted-Lowry) acides protiques. La définition de Lewis peut aussi se expliquer par théorie des orbitales moléculaires. En général, un acide peut recevoir une paire d'électrons dans son orbitale inoccupée la plus basse ( LUMO) de la plus haute orbitale occupée ( HOMO) d'une base. Cela signifie que le HOMO de la base et la LUMO de l'acide se combinent pour un collage moléculaire orbital.

Bien que pas la théorie la plus générale, la définition de Brønsted-Lowry est la définition la plus largement utilisée. La force d'un acide peut être compris dans cette définition de la stabilité de hydronium et la base conjuguée solvatée lors de la dissociation. L'augmentation ou la diminution de la stabilité de la base conjuguée va augmenter ou diminuer l'acidité d'un composé. Ce concept d'acidité est fréquemment utilisé pour des acides organiques tels que l' acide carboxylique . La description des orbitales moléculaires, où les protons non chargé chevauchements orbitaux et avec un doublet libre, est connecté à la définition de Lewis.

Propriétés

Les acides de Bronsted-Lowry:

• Sont généralement saveur aigre
• Acides forts ou concentrés produisent souvent un sentiment de picotement sur muqueuses
• Réagir à indicateurs comme suit: virer au bleu tournesol et rouge de méthyle orange, ne change pas la couleur de phénolphtaléine
• Réagit avec des métaux pour produire un sel métallique et de l'hydrogène
• Va réagir avec les carbonates de métaux pour produire l'eau, CO ₂ et un sel
• Va réagir avec une base pour produire un sel et de l'eau
• Réagit avec un oxyde métallique pour produire de l'eau et un sel
• Va conduire l'électricité, selon le degré de dissociation
• Va produire des ions solvonium, comme hydronium (H ₃ O ⁺⁾ des ions dans l'eau
• Va dénaturer les protéines

Des acides forts et de nombreux acides concentrés sont peut causer de graves brûlures, même pour un contact mineur. Acides sont corrosifs. Généralement, brûlures à l'acide sont traités par le rinçage de la zone touchée abondamment à l'eau (15 minutes) en cours d'exécution et de suivi avec une attention médicale immédiate. Dans le cas des acides très concentrés, l'acide doit d'abord être essuyée autant que possible, sinon le mélange exothermique de l'acide et de l'eau pourrait causer des brûlures thermiques. Les acides peuvent aussi être dangereux pour des raisons non liées à leur acidité, voir un appropriée FDS pour des informations plus détaillées.

Nomenclature

Dans le système classique de nommage, les acides sont nommés en fonction de leurs anions . Ce suffixe ionique est abandonné et remplacé par un nouveau suffixe (et parfois préfixe), selon le tableau ci-dessous. Par exemple, HCl a chlorure comme anion, et le suffixe -ide fait prendre la forme de l'acide chlorhydrique . Dans le Système de nommage IUPAC, "aqueux" est simplement ajouté au nom du composé ionique. Ainsi, par le chlorure d'hydrogène, le nom IUPAC serait chlorure d'hydrogène aqueux.

Classique système de nommage:

Caractéristiques chimiques

Dans l'eau ce qui suit équilibre se produit entre un acide faible (HA) et de l'eau, qui agit comme une base de:

HA ( aq) + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^- (aq)

Le constante d'acidité (ou constante de dissociation acide) est la constante d'équilibre de la réaction de HA avec de l'eau:

Acides forts ont _un grand K valeurs (ce est à dire l'équilibre de réaction se situe loin vers la droite; l'acide est presque complètement dissocié à H ₃ O ⁺ et A ^-). Les acides forts sont les plus lourdes les acides halohydriques: acide chlorhydrique (HCl), l'acide bromhydrique (HBr), et l'acide iodhydrique (HI). (Cependant, de l'acide fluorhydrique, HF, est relativement faible.) Par exemple, la valeur de K _a de l'acide chlorhydrique (HCl) est de 10 ^7.

Les acides faibles ont _un petit K valeurs (ce est à dire à l'équilibre des quantités importantes de HA et A ^- coexister en solution; des niveaux modestes de H ₃ O ⁺ sont présents; l'acide ne est que partiellement dissocié). Par exemple, la valeur de K _a de l'acide acétique est de 1,8 x 10 ^-5. La plupart des acides organiques sont des acides faibles. Oxacides, qui tendent à contenir des atomes centraux dans les états d'oxydation élevés entourés par de l'oxygène peuvent être assez forts ou faibles. L'acide nitrique , l'acide sulfurique, et l'acide perchlorique sont les acides forts, alors que l'acide nitreux, l'acide sulfureux et l'acide hypochloreux sont tous faibles.

Note sur les termes utilisés:

• Les termes « hydrogène ion »et« protons »sont utilisés indifféremment; tous deux référence à H ^+.
• En solution aqueuse, l'eau est protoné pour former ion hydronium, H ₃ O ⁺ (aq). Ceci est souvent abrégé en H ⁺ (aq), même si le symbole ne est pas chimiquement correct.
• La force d'un acide est mesurée par son constante de dissociation acide (K _A) ou de manière équivalente son p K _a (p K _a = - log (K _a)).
• Le pH d'une solution est une mesure de la concentration d'hydronium. Cela dépendra de la concentration et la nature des acides et des bases en solution.

Acides polyprotiques

Des acides polyprotiques sont en mesure de donner plus d'un proton acide, par molécule, au contraire de monoprotique aminés qui donnent seulement un proton par molécule. Types spécifiques d'acides polyprotiques ont des noms plus spécifiques, tels que l'acide diprotique (deux protons potentiels de faire un don) et de l'acide triprotique (trois protons potentiels de faire un don).

Un acide monoprotique peut subir une dissociation (parfois appelé ionisation) comme suit simplement et a une constante de dissociation acide, comme indiqué ci-dessous:

HA (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^- (aq) _un K

Un acide diprotique (ici symbolisé par H ₂ A) peut subir une ou deux dissociations en fonction du pH. Chaque dissociation a sa propre constante de dissociation, K _a1 et _a2 K.

H ₂ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^- (aq) K _a1

HA ^- (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^{2- (aq)} K _a2

La première constante de dissociation est typiquement supérieure à la seconde; ce est à dire, K _{a1> a2} K. Par exemple, l'acide sulfurique (H ₂ SO ₄₎ peut donner un proton pour former du bisulfate d'anions (HSO ₄ ^-), pour lesquels K _a1 est très grande; il peut donate une seconde proton pour former le sulfate d'anions (SO ₄ ^2-), dans lequel la force est K _a2 intermédiaire. La grande _a1 K pour la première dissociation rend sulfurique d'un acide fort. D'une manière similaire, les faibles instable l'acide carbonique (H ₂ CO ₃₎ peut perdre un proton pour former anion bicarbonate (HCO ₃ ^-) et de perdre une seconde pour former du carbonate anion (CO ₃ ^2-). Les deux valeurs sont K _un petit, mais K _a1> K _a2.

Un acide triprotique (H ₃ A) peut subir une, deux, ou trois dissociations et a trois constantes de dissociation, où K _{a1> a2} K> K _a3.

H ₃ A (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + H ₂ A ^- (aq) K _a1

H ₂ A ^- (aq) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + HA ^{2- (aq)} K _a2

HA ^{2- (aq)} + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + A ^{3- (aq)} K _a3

Un inorganique exemple d'un acide triprotique est l'acide orthophosphorique (H ₃ PO _4), le plus souvent appelé simplement l'acide phosphorique . Les trois protons peuvent être perdues successivement pour donner H ₂ PO ₄ ^-, HPO ₄ ^2-, puis, et enfin PO ₄ ^3-, l'ion orthophosphate, habituellement appelés simplement phosphate. Une organique exemple d'un acide est triprotique l'acide citrique, qui peut perdre successivement trois protons pour former enfin le ion citrate. Même si les positions des protons sur la molécule d'origine peuvent être équivalents, _l'un successive K valeurs diffèrent car il est énergétiquement moins favorable à perdre un proton si la base conjuguée est chargée plus négativement.

Neutralisation

La neutralisation est la réaction entre un acide et une base, la production d'un sel et de l'eau ; par exemple, l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium sous forme de chlorure de sodium et de l'eau:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H ₂ O (l) + NaCl (aq)

La neutralisation est la base de titrage, lorsqu'un indicateur de pH montre point d'équivalence lorsque le nombre équivalent de moles d'une base ont été ajoutés à un acide. Il est souvent à tort que la neutralisation devrait aboutir à une solution avec un pH de 7,0, ce qui ne est le cas avec les acides et les bases forts semblables au cours d'une réaction.

La neutralisation avec une base plus faible que les résultats de sel d'acide dans un acide faible. Un exemple est le faiblement acide le chlorure d'ammonium, qui est produit à partir de l'acide fort du chlorure d'hydrogène et le faible base ammoniac . A l'inverse, la neutralisation d'un acide faible avec une base forte donne un sel faiblement basique, par exemple, le fluorure de sodium de fluorure d'hydrogène et de l'hydroxyde de sodium .

Acide faible / équilibres de base faibles

Afin de perdre un proton, il est nécessaire que le pH de l'élévation du système au-dessus de la p K _a de l'acide protoné. La diminution de la concentration de H ⁺ dans une solution basique qui déplace l'équilibre vers la forme de la base conjuguée (la forme de l'acide déprotoné). Dans les solutions inférieur pH (plus acides), il ya une concentration ^de H ⁺ assez élevée dans la solution pour provoquer l'acide de rester sous sa forme protonée, ou pour protoner sa base conjuguée (la forme déprotonée).

Solutions d'acides faibles et des sels de leur forme de bases conjuguées des solutions tampons.

Applications des acides

Il existe de nombreuses utilisations pour les acides. Acides sont souvent utilisés pour enlever la rouille et d'autres corrosion des métaux dans un processus connu sous le nom décapage. Ils peuvent être utilisés comme électrolyte dans un Batterie de cellules humides, tels que l'acide sulfurique dans un batterie de voiture. Chez les humains et d'autres animaux, de l'acide chlorhydrique est une partie de la acide gastrique sécrété dans le estomac pour aider à hydrolyser les protéines et les polysaccharides, ainsi que la conversion du pro-enzyme inactive, pepsinogène dans l'enzyme, la pepsine. Les acides sont utilisés en tant que catalyseurs ; par exemple, l'acide sulfurique est utilisé en très grande quantité dans le processus d'alkylation pour produire de l'essence.

Acides ordinaires

• Acide Citrique

Les acides minéraux

• Les solutions d'halogénures d'hydrogène tels que l'acide chlorhydrique (HCl) et l'acide bromhydrique (HBr)
• L'acide sulfurique (H ₂ SO ₄₎
• L'acide nitrique (HNO ₃₎
• L'acide phosphorique (H ₃ PO ₄₎
• L'acide chromique (H ₂ CrO ₄₎

Les acides sulfoniques

• L'acide méthane sulfonique (acide aka mésylique) (méso ₃ H)
• Éthanesulfonique (acide aka esylic) (ETSO ₃ H)
• L'acide benzènesulfonique (acide aka besylic) (PhSO ₃ H)
• L'acide toluènesulfonique (aka acide tosylique, ou (C ₆ H ₄ (CH ₃₎ (SO ₃ H))

Les acides carboxyliques

• L'acide formique
• Acide acétique