Chapitre 1 (χ) – Acides et Bases

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1 Chapitre 1 (χ) – Acides et Bases La théorie des acides et bases datent de 1923 et ont été énoncées à quelques mois d’écart par les chimistes J. Brönsted et T.

Lowry. Théorie de Brönsted 1 1.1 Les acides Définition : Un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène (ou proton) H+. L’acide AH se transforme alors en sa base conjuguée A–.

Ces deux formes sont reliées par une demi-équation acide-base : – + AH(aq) A(aq) + H(aq) Exemples : :::::::: + + + • Ion ammonium : NH4(aq) : NH4(aq) NH3(aq) + H(aq) – + • Acide éthanoïque : CH3 COOH(aq) : CH3 COOH(aq) CH3 COO(aq) + H(aq) • Ion oxonium H3O+(aq) : H3O+(aq) H2O(l) + H+ 1.2 Les bases Définition : Une base est une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène (ou proton) H+. La base A– se transforme alors en son acide conjuguée AH.

Ces deux formes sont reliées par une demi-équation acide-base : – + AH(aq) A(aq) + H(aq) Exemples : :::::::: – – + H2O(l) • Ion hydroxyde HO(aq) : HO(aq) + H(aq) + – • Méthylanine CH3 NH2(aq) : CH3 NH2(aq) + H(aq) CH3 NH3(aq) 1.3 Structure des acides et des bases I Cf Activité : Structure des acides et des bases p.

37 Pour libérer un ion hydrogène (ou un proton) H+, la liaison entre un atome d’hydrogène et le reste de la molécule doit être fortement polarisée et l’atome d’hydrogène doit porter une charge partielle positive.

Plus la liaison R H 1 , est polarisée, plus l’atome d’hydrogène peut être facilement libéré et capté par une base.

La formule semi-développée ou le schéma de Lewis de l’entité acide ou basique permet de comprendre son processus de formation. "Attention : Un atome d’hydrogène lié à un atome de carbone n’a pas de caractère acide car la liaison C est très faiblement polarisée. Exemples de liaison polarisées : O H, N H, Cl H, Br H et I H H I Cas des acides carboxyliques : Le groupe carboxyle possède un atome d’hydrogène mobile qui lui confère un caractère acide.

La demi-équation acide-base est O O R C O δ− H δ+ = R O− C H+ + – Exemple : acide éthanoïque/ion éthanoate CH3 COOH(aq)/CH3 COO(aq) . :::::::: O H3 C C O O δ− H δ+ = H3 C C O− 1.

Dans une formule, R représente une chaîne carbonée quelconque qui prolonge la molécule. 1 + H+ Term – Spé Chap.

1 I Cas des amines : Une amine est un composé organique dérivé de l’ammoniac dont au moins un atome d’hydrogène a été remplacé H est polarisée : les amines peuvent donc être acides.

Or, cet aspect acide par un groupe carboné.

La liaison N est peu prononcé.

En revanche, l’atome d’azote électronégatif possède un doublet non liant susceptible de capter un ion H+ pour former un ion ammonium.

Les amines sont donc surtout des bases. H R N H δ− + H+ = ⊕ R N H H Exemple : Ion méthylammonium/méthylamine CH3 :::::::: + NH3(aq) /CH3 NH2(aq) H H3 C N H H δ− + H+ = H3 C ⊕ N H H H Remarque : En solution aqueuse, l’ion hydrogène H+ s’associe à une molécule d’eau H2O pour former l’ion oxonium H3O+. Définition : on appelle zwitterion (ou ion dipolaire) une espèce chimique neutre, portant des charge électrique opposées sur des atomes non-adjacents.

Ces espèces sont particulièrement soluble dans l’eau. Exemples : les acides aminés (à gauche) et les bétaïnes (à droite) :::::::: R O CH3 ⊕ C O 1.4 C NH3 H3 C H ⊕ N O CH2 C CH3 O Couples acide-base L’acide AH et la base A– conjuguée forment un couple acide-base et il est possible de passer de l’un à l’autre par le transfert d’un ion hydrogène (ou proton) H+.

Par convention, on écrit le couple sous la forme : AH/A– Certaines espèces ont des couleurs différentes sous leur forme acides et basiques : ce sont des indicateurs colorés. Remarque : Certain acide ou certaines bases sont des ions, donc accompagnés d’ions spectateurs, qui n’apparaissent pas dans les réactions acide-bases. "Attention : Cela ne.... »