Les 7 caractéristiques des acides les plus importants

Certains des caractéristiques des acides ses propriétés physiques, sa force et sa capacité à neutraliser les bases, entre autres, sont plus importantes.

Les acides sont des substances chimiques capables de donner un ion hydronium (H₃O⁺), ou comme un proton est communément appelé (H⁺), dans un milieu aqueux, ou capable de former des liaisons avec des ions hydroxyde, ou toute substance capable d'accepter une paire d'électrons.

Ils ont souvent la formule générale de H-A où H est le proton et "A" est le terme générique associé à la partie acide non-protonique.

À l'origine, nos concepts d'acidité provenaient des anciens Grecs qui définissaient des substances de "goût amer" comme oxéine, qui a muté dans le mot latin pour le vinaigre, l'acétum, qui est devenu plus tard "acide".

Ces substances avaient non seulement un goût amer mais avaient également la propriété de changer la couleur du papier de tournesol.

La structuration théorique des acides a commencé lorsque le chimiste français Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) s'est intéressé à la classification des acides et des bases. Son idée était que tous les acides contenaient plus ou moins une "essence" particulière qui était responsable de leur acidité et qui n'était pas différente.

Malheureusement, Lavoisier pensait à tort que la substance oxéine-génique c'était, comme il l'appelait, l'atome d'oxygène. Au début du XIXe siècle, le chimiste anglais Humphry Davy (1778-1829) a montré que l'oxygène ne pouvait pas être responsable de l'acidité, parce qu'il y avait de nombreux acides contenant pas d'oxygène (LESNEY, 2003).

Des décennies plus tard, Justus von Liebig (1803-1873) proposa l'idée de l'acidité associée à la présence d'hydrogène. La clarté a été prise sur le terrain lorsque, en 1890, Svante Arrhenius (1859-1927) a défini les acides comme "substances qui fournissent des cations d'hydrogène à la solution" (Encyclopaedia Britannica, 1998).

Principales caractéristiques des acides

1- Propriétés physiques

Les acides ont une saveur, valent la redondance, l'acide et leur odeur brûle souvent les narines.

Ils sont la texture de liquides collants ou huileux et ont la possibilité de changer la couleur du papier tournesol et orange au rouge méthyle (propriétés des acides et bases,) S.F..

2- Capacité à générer des protons

En 1923, le chimiste danois Johannes Nicolaus Brønsted et le chimiste anglais Thomas Martin Lowry, a présenté la théorie de Bronsted et Lowry indiquant que tout composé qui peut transférer un proton à un autre composé est un acide (Encyclopædia Britannica, 1998). Par exemple dans le cas de l'acide chlorhydrique:

HCl → H⁺ + Cl^-

La théorie de Brønsted et Lowry n'explique pas le comportement acide de certaines substances. En 1923, le chimiste américain Gilbert N. Lewis introduit sa théorie, dans laquelle est considérée comme un acide comme tout composé qui, dans une réaction chimique, est capable de se joindre à une paire d'électrons non partagés sur une autre molécule (Encyclopédie Britannica, 1998) .

De cette façon, des ions tels que Cu²⁺, la foi²⁺ et la foi³⁺ ils ont la capacité de joindre des paires d'électrons libres, par exemple de l'eau, pour produire des protons de la manière suivante:

Cu²⁺ + 2h₂O → Cu (OH)₂ + 2h⁺

3- Force d'un acide

Les acides sont classés comme acides forts et acides faibles. La force d'un acide est associée à sa constante d'équilibre, donc pour le cas des acides, lesdites constantes sont nommées constantes d'acidité Ka.

Ainsi, les acides forts ont une forte acidité constante, ils ont donc tendance à se dissocier complètement. Des exemples de ces acides sont l'acide sulfurique, l'acide chlorhydrique et l'acide nitrique, dont les constantes acides sont si importantes qu'elles ne peuvent pas être mesurées dans l'eau.

En revanche, un acide faible est un acide dont la constante de dissociation est faible, donc en équilibre chimique. Des exemples de ces acides sont l'acide acétique et l'acide lactique et l'acide nitreux dont les constantes d'acidité sont de l'ordre de 10.^-4. La figure 1 montre les différentes constantes acides pour différents acides.

4- pH inférieur à 7

L'échelle de pH mesure le niveau d'alcalinité ou d'acidité d'une solution. L'échelle varie de zéro à 14. Un pH inférieur à 7 est acide. Un pH supérieur à 7 est basique. Le milieu 7 représente un pH neutre. Une solution neutre n'est ni acide ni alcaline.

L'échelle de pH est obtenue en fonction de la concentration de H⁺ dans la solution et est inversement proportionnelle à elle. Les acides, en augmentant la concentration de protons, diminuent le pH d'une solution.

5- Capacité à neutraliser les bases

Arrhenius, dans sa théorie, propose que les acides, capables de générer des protons, réagissent avec les hydroxyles des bases pour former du sel et de l'eau de la manière suivante:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

Cette réaction est appelée neutralisation et constitue la base de la technique analytique appelée titrage (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacité de réduction en oxyde

Étant donné sa capacité à produire des espèces chargées, les acides sont utilisés comme moyen de transfert des électrons dans les réactions redox.

Les acides ont également tendance à être réduits car ils ont la capacité d'accepter des électrons libres. Les acides contiennent des ions H⁺. Ils ont tendance à prendre des électrons et à former de l'hydrogène.

2h⁺ + 2e^- → H₂

Les métaux ne contrôlent pas étroitement leurs électrons. Ils les abandonnent sans trop lutter et forment des ions métalliques.

Foi → foi²⁺+ 2e^-

Donc, quand vous mettez un clou de fer dans un acide, les ions H ⁺ ils attrapent des électrons de fer. Le fer se transforme en ions Fe solubles^{2 +}et le métal solide disparaît progressivement. La réaction est la suivante:

Fe + 2H⁺ → la foi²⁺+ H₂

Ceci est connu sous le nom de corrosion acide. Acides corrode pas seulement la dissolution des métaux réagissent également avec des composés organiques, tels que la formation de la membrane cellulaire.

Une telle réaction habituellement exothermique qui produit des brûlures graves de contact de la peau, de sorte que ce type de substance doit être manipulé avec précaution. La figure 3 est le code de sécurité lorsqu'une substance est corrosive.

7- Catalyse acide

L'accélération d'une réaction chimique par l'ajout d'un acide est appelée catalyse acide. Cet acide n'est pas consommé dans la réaction.

La réaction catalytique peut être spécifique à l'acide comme dans le cas de la décomposition du sucre le saccharose en glucose et fructose ou de l'acide sulfurique peut être tout acide en général.

Le mécanisme des réactions catalysées par un acide et une base expliquée en termes de la notion d'acides et des bases de Brönsted-Lowry comme celle dans laquelle il y a un premier transfert de protons d'un catalyseur acide au réactif (Encyclopaedia Britannica, 1998).

Habituellement, les réactions qui interviennent un électrophile sont catalysées en milieu acide, soit des additions ou des substitutions électrophiles.

Des exemples de nitration de catalyse acide du benzène en présence d'acide sulfurique (figure 4a), l'hydratation de l'éthylène pour produire de l'éthanol (figure 4b), les réactions d'estérification (Figure 4c) et l'hydrolyse de l'ester (4d) (Clark, 2013 ).

Références

1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Cours universitaire de chimie quatrième édition. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
2. Clark, J. (20 décembre 2013). Exemples de catalyse acide en chimie organique. Extrait de chem.libretexts.org.
3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 juillet). Catalyse acide-base. Récupéré de britannica.com.
4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21 décembre). Théorie d'Arrhenius. Récupéré de britannica.com.
5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 juillet). Théorie de Brønsted-Lowry. Récupéré de britannica.com.
6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 juillet). Théorie de Lewis. Récupéré de britannica.com.
7. LESNEY, M. S. (2003, mars). Chemistry Chronicles Une histoire de base de l'acide - d'Aristote à Arnold. Récupéré de pubs.acs.org.
8. Propriétés des acides et des bases. (S.F.). Récupéré de sciencegeek.net.