acide - Acid


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Le zinc , un métal typique, la réaction avec l' acide chlorhydrique , un acide typique

Un acide est une molécule ou un ion capable de donner un Hydron (proton ou un ion hydrogène H + ), ou, en variante, capable de former une liaison covalente avec une paire d'électrons (un acide de Lewis ).

La première catégorie d'acides sont les donneurs de protons ou Brönsted . Dans le cas particulier des solutions aqueuses , des donneurs de protons forment l' ion hydronium H 3 O + et sont connus comme des acides Arrhenius . Bronsted et Lowry généralisé la théorie d' Arrhenius à comprendre des solvants non aqueux. Un acide de Bronsted ou Arrhenius contient habituellement un atome d'hydrogène lié à une structure chimique qui est encore énergétiquement favorable , après la perte de H + .

Aqueux acides Arrhenius ont des propriétés caractéristiques qui fournissent une description pratique d'un acide. Les acides forment des solutions aqueuses ayant un goût amer, peut virer au bleu de tournesol rouge, et réagissent avec les bases et certains métaux (comme le calcium ) pour former des sels . Le mot acide est dérivé du latin acidus / Acere signifie aigre . Une solution aqueuse d'un acide a un pH inférieur à 7 et est familièrement appelée aussi « acide » (comme dans « dissous dans de l' acide »), tandis que la stricte définition ne vise que le soluté . Un pH inférieur signifie une acidité plus élevée, et donc une concentration plus élevée d' ions positifs d'hydrogène dans la solution . Des produits chimiques ou des substances ayant la propriété d'un acide sont dits acides .

Des acides aqueux courants comprennent l' acide chlorhydrique (une solution de chlorure d'hydrogène qui se trouve dans l' acide gastrique dans l'estomac et active les enzymes digestives ), l' acide acétique (vinaigre est une solution aqueuse diluée de ce liquide), de l' acide sulfurique (utilisé dans les batteries de voiture ), et l' acide citrique ( qui se trouve dans les agrumes). Comme le montrent ces exemples, les acides (au sens dialectal) peuvent être des solutions ou des substances pures, et peuvent être dérivés d'acides (au sens strict) qui sont des solides, des liquides ou des gaz. Acides forts et des acides faibles concentrés sont corrosifs , mais il y a des exceptions telles que carboranes et l' acide borique .

La deuxième catégorie d'acides sont des acides de Lewis , qui forment une liaison covalente avec une paire d'électrons. Un exemple est le trifluorure de bore (BF 3 ), dont l' atome de bore a un vide orbital qui peut former une liaison covalente en partageant une paire d'électrons sur un atome dans une base, par exemple l'atome d'azote en ammoniac (NH 3 ). Lewis considéré ceci comme une généralisation de la définition de Bronsted, de sorte que l'acide est une espèce chimique qui accepte des paires d'électrons , soit directement , ou en libérant des protons (H + ) dans la solution, qui a ensuite accepter des paires d'électrons. Cependant, le chlorure d'hydrogène, l' acide acétique, et la plupart des autres acides de Bronsted-Lowry ne peuvent pas former une liaison covalente avec une paire d'électrons et ne sont donc pas des acides de Lewis. A l' inverse, de nombreux acides de Lewis ne sont pas des acides Arrhenius ou Brønsted-Lowry. Dans la terminologie moderne, un acide est implicitement un acide Bronsted et non un acide de Lewis, puisque les chimistes se réfèrent presque toujours à un acide de Lewis explicitement comme un acide de Lewis .

Définitions et concepts

Les définitions modernes concernent les réactions chimiques fondamentales communes à tous les acides.

La plupart des acides rencontrés dans la vie quotidienne sont des solutions aqueuses , ou peuvent être dissous dans l' eau, de sorte que les définitions d' Arrhenius et de Brønsted-Lowry sont les plus pertinentes.

La définition de Brønsted-Lowry est la définition la plus largement utilisée; sauf indication contraire, les réactions acide-base sont supposés impliquer le transfert d'un proton (H + ) à partir d' un acide à une base.

Des ions hydronium sont des acides selon les trois définitions. Bien que peuvent être des acides de Bronsted-Lowry, ils peuvent également fonctionner comme des alcools et des amines des bases de Lewis en raison des paires d'électrons célibataires sur leurs atomes d'oxygène et d' azote.

acides Arrhenius

Svante Arrhenius

Le chimiste suédois Svante Arrhenius a attribué les propriétés d'acidité des ions hydrogène (H + ) ou protons en 1884. Un acide Arrhenius est une substance qui, lorsqu'elle est ajoutée à l' eau, augmente la concentration de H + ions dans l'eau. Notez que les chimistes écrivent souvent H + ( aq ) et se réfèrent à l' ion hydrogène des réactions de base de l' acide lors de la description , mais le noyau d'hydrogène libre, un proton , seul n'existe pas dans l' eau, il existe en tant que l'ion hydronium, H 3 O + . Ainsi, peut également être décrit comme un acide Arrhenius une substance qui augmente la concentration d'ions hydronium lorsqu'on les ajoute à de l' eau. Des exemples comprennent des substances moléculaires tels que le HCl et l' acide acétique.

Un Arrhenius de base , d'autre part, est une substance qui augmente la concentration de l' hydroxyde (OH - ) des ions lorsqu'il est dissous dans l' eau. Cela diminue la concentration des ions hydronium parce que les réagissent pour former H 2 O molécules:

H 3 O +
(aq)
+ OH -
(aq)
⇌ H 2 O (l) + H 2 O (l)

En raison de cet équilibre, toute augmentation de la concentration de hydronium est accompagnée d'une diminution de la concentration d'hydroxyde. Ainsi, un acide Arrhenius pourrait également être considérée comme une concentration qui diminue d'hydroxyde, tandis que d'une base Arrhenius augmente.

Dans une solution acide, la concentration des ions hydronium est supérieure à 10 -7 moles par litre. Etant donné que le pH est défini comme étant le logarithme négatif de la concentration d'ions hydronium, des solutions acides ont donc un pH inférieur à 7.

Brönsted-Lowry

l'acide acétique, CH3COOH, se compose d'un groupe méthyle, CH3, chimiquement lié à un groupe carboxylate, COOH.  Le groupe carboxylate peut perdre un proton et de donner à une molécule d'eau, H20, laissant derrière lui un CH3COO- d'anions acétate et en créant un H3O de cations hydronium.  Ceci est une réaction d'équilibre, de sorte que le processus inverse peut également avoir lieu.
L' acide acétique , un acide faible , un don de protons (ions d'hydrogène, mis en évidence en vert) à l' eau dans une réaction d'équilibre pour donner l' acétate d' ions et l' hydronium ion. Rouge: oxygène, noir: le carbone, le blanc: un atome d' hydrogène.

Bien que le concept Arrhenius est utile pour décrire de nombreuses réactions, il est également tout à fait limitée dans son champ d' application. En 1923 , les chimistes Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry ont reconnu indépendamment que les réactions acido-basiques impliquent le transfert d'un proton. Un acide de Brönsted-Lowry (ou simplement acide de Brönsted) est une espèce qui fait don d' un proton à une base de Bronsted-Lowry. La théorie acide-base Brønsted-Lowry a plusieurs avantages par rapport à la théorie d' Arrhenius. Considérons les réactions suivantes de l' acide acétique (CH 3 COOH), l' acide organique qui donne du vinaigre son goût caractéristique:

CH
3
COOH
+H
2
O
CH
3
COO -
+ H
3
O +
CH
3
COOH
+NH
3
CH
3
COO -
+ NH +
4

Les deux théories décrivent facilement la première réaction: CH 3 COOH agit comme un acide Arrhenius car il agit comme une source de H 3 O + lorsqu'il est dissous dans l' eau, et il agit comme un acide de Brönsted par donner un proton à l' eau. Dans le deuxième exemple CH 3 COOH subit la même transformation, dans ce cas , donner un proton à l' ammoniac (NH 3 ), mais ne se rapporte pas à la définition d' Arrhenius d'un acide , car la réaction ne produit pas hydronium. , CH Néanmoins 3 COOH est à la fois un Arrhenius et un acide de Brönsted-Lowry.

Théorie de Bronsted-Lowry peut être utilisée pour décrire les réactions des composés moléculaires en solution ou en phase gazeuse non aqueux. Le chlorure d'hydrogène (HCl) et de l' ammoniac se combinent dans plusieurs conditions différentes pour former le chlorure d'ammonium , NH 4 Cl. En solution aqueuse de HCl se comporte comme l' acide chlorhydrique et existe sous forme d' ions hydronium et chlorure. Les réactions suivantes illustrent les limites de la définition d'Arrhenius:

  1. H 3 O +
    (aq)
    + Cl -
    (aq)
    + NH 3 → Cl -
    (aq)
    + NH +
    4
    (aq) + H 2 O
  2. HCl (benzène) + NH 3 (benzène) → NH 4 Cl (s)
  3. HCl (g) + NH 3 (g) → NH 4 Cl (s)

Comme avec les réactions acide acétique, les deux définitions de travail pour le premier exemple, où l' eau est l'ion hydronium et le solvant est formé par le soluté HCl. Les deux réactions ne concernent pas la formation d'ions , mais sont encore des réactions proton-transfert. Dans le deuxième chlorure d'hydrogène de la réaction et de l' ammoniac ( en solution dans le benzène ) réagissent pour former du chlorure d'ammonium solide dans un solvant benzénique et dans le troisième HCl gazeux et NH 3 se combinent pour former le solide.

des acides de Lewis

Un troisième, le concept que marginalement liée a été proposée en 1923 par Gilbert N. Lewis , qui comprend des réactions avec des caractéristiques à base d' acide qui ne nécessitent pas un transfert de protons. Un acide de Lewis est une espèce qui accepte une paire d'électrons d' une autre espèce; en d' autres termes, il est un accepteur de paire d'électrons. Les réactions acide-base de Bronsted sont des réactions de transfert de protons alors que les réactions acide-base de Lewis sont des transferts d' électrons de la paire. De nombreux acides de Lewis ne sont pas Brönsted-Lowry. Contraste comment les réactions suivantes sont décrites en termes de chimie acide-base:

LewisAcid.png

Dans la première réaction , un ion fluorure , F - , abandonne une paire d'électrons de trifluorure de bore pour former le produit tétrafluoroborate . Le fluorure « perd » une paire d' électrons de valence , parce que les électrons partagés dans la liaison B-F sont situés dans la région de l' espace entre les deux atomes de noyaux et sont donc plus éloignée du noyau fluorure qu'ils ne le sont dans l'ion fluorure seul. BF 3 est un acide de Lewis , car il accepte la paire d'électrons de fluorure. Cette réaction ne peut pas être décrite en termes de la théorie de Brønsted parce qu'il n'y a pas de transfert de protons. La deuxième réaction peut être décrite en utilisant soit la théorie. Un proton est transféré à partir d' un acide de Bronsted non spécifié à l' ammoniac, une base de Bronsted; en variante, agit ammoniac en tant que base de Lewis et transfère une paire d'électrons pour former une liaison avec un ion d'hydrogène. L'espèce qui gagne la paire d'électrons est l'acide de Lewis; par exemple, l'atome d'oxygène en H 3 O + gagne une paire d'électrons lorsque l' une des liaisons H-S est rompue et les électrons partagés dans la liaison se localiser sur l' oxygène. Selon le contexte, un acide de Lewis peut aussi être décrit comme étant un oxydant ou un agent électrophile . Acides de Brönsted organiques, tels que les acides acétique, citrique, ou l' acide oxalique, ne sont pas des acides de Lewis. Ils se dissocient dans l' eau pour produire un acide de Lewis, H + , mais dans le même temps produisent également une quantité égale d'une base de Lewis (acétate, citrate, oxalate ou, respectivement, pour les acides mentionnés). Peu, le cas échéant, des acides décrits ci - après sont des acides de Lewis.

Dissociation et équilibre

Les réactions des acides sont souvent généralisés sous la forme HA ⇌ H + + A - , où HA représente un acide et A - est la base conjuguée . Cette réaction est appelée protolyse . La forme protonée (HA) d'un acide est également parfois désigné sous le nom d' acide libre .

Paires conjuguées acide-base se distinguent par un proton, et peuvent être interconvertis par l'addition ou l' élimination d'un proton ( protonation et la déprotonation , respectivement). Notez que l'acide peut être les espèces chargées et la base conjuguée peut être neutre dans ce cas , le schéma réactionnel généralisé pourrait être écrit sous la forme HA + ⇌ H + + A. En solution , il existe un équilibre entre l'acide et sa base conjuguée. La constante d' équilibre K est une expression de la concentration d'équilibre des molécules ou des ions en solution. Les parenthèses indiquent la concentration, de telle sorte que [H 2 O] indique la concentration de H 2 O . La constante de dissociation acide K a est généralement utilisé dans le contexte des réactions acide-base. La valeur numérique de K a est égal au produit des concentrations des produits divisés par la concentration des réactifs, où le réactif est l'acide (HA) et les produits sont la base conjuguée et H + .

Le plus fort de deux acides aura un plus K un que l'acide plus faible; le rapport des ions d'hydrogène de l' acide sera plus élevé pour l'acide plus fort que l'acide fort a une plus grande tendance à perdre son proton. Parce que la gamme de valeurs possibles pour K un couvre plusieurs ordres de grandeur, une constante plus facile à gérer, p K un est plus fréquemment utilisé, où p K a = -log 10 K a . Des acides plus forts ont un plus petit p K a que des acides plus faibles. P déterminé expérimentalement K a à 25 ° C en solution aqueuse sont souvent cités dans les manuels et les documents de référence.

Nomenclature

Dans le système de nommage classique, 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 le chlorure en tant que son anion, de sorte que le suffixe -ide fait prendre la forme de l' acide chlorhydrique . Dans l' IUPAC système de nommage, « aqueux » est simplement ajouté au nom du composé ionique. Ainsi, pour le chlorure d'hydrogène, le nom IUPAC serait le chlorure d'hydrogène aqueux. Le préfixe « Hydro- » est ajouté que si l'acide est constitué d' un peu d' hydrogène et un autre élément.

système de nommage classique:

préfixe Anion suffixe Anion préfixe acide suffixe acide Exemple
par a mangé par l'acide ic l' acide perchlorique (HClO 4 )
a mangé l'acide ic acide chlorique (HClO 3 )
ite acide ous acide chloreux (HClO 2 )
hypo ite hypo acide ous l' acide hypochloreux (HClO)
ide hydro l'acide ic l' acide chlorhydrique (HCl)

force acide

La force d'un acide se réfère à sa capacité ou tendance à perdre un proton. Un acide fort est l' une qui se dissocie complètement dans l' eau; en d' autres termes, une mol d'un acide fort HA se dissout dans l' eau pour donner une mole de H + et une mole de la base conjuguée, A - , et aucun de l'acide protoné HA. En revanche, un acide faible ne se dissocie partiellement et à l' équilibre à la fois l'acide et la base conjuguée sont en solution. Des exemples d' acides forts sont l' acide chlorhydrique (HCl), l' acide iodhydrique (HI), de l' acide bromhydrique (HBr), l' acide perchlorique (HClO 4 ), acide nitrique (HNO 3 ) et de l' acide sulfurique (H 2 SO 4 ). Dans l' eau chacun de ces ionise essentiellement 100%. Le plus fort est un acide, d' autant plus facilement qu'il perd un proton, H + . Deux facteurs clés qui contribuent à la facilité de déprotonation sont la polarité de la liaison H-A et la taille de l' atome A, qui détermine la force de la liaison H-A. Forces acides sont souvent discutés en termes de la stabilité de la base conjuguée.

Des acides plus forts ont un plus grand K a et p plus négatif K a que des acides plus faibles.

Les acides sulfoniques, qui sont des oxyacides organiques, sont une classe d'acides forts. Un exemple courant est l' acide toluène sulfonique (acide tosylique). Contrairement à l' acide sulfurique lui-même, les acides sulfoniques peuvent être des solides. En fait, le polystyrène fonctionnalisé en polystyrène sulfonate est un solide plastique fortement acide qui est filtrable.

Superacides sont des acides plus forts que 100% d' acide sulfurique. Des exemples de superacides sont acide fluoroantimonique , l' acide magique et l' acide perchlorique . Superacides peuvent en permanence protoner l' eau pour donner ioniques, cristallins hydronium « sels ». Ils peuvent également stabiliser quantitativement carbocations .

Bien que K a mesure la résistance d'un composé acide, la force d'une solution aqueuse d'acide est mesurée par le pH, ce qui est une indication de la concentration de hydronium dans la solution. Le pH d'une solution simple d'un composé acide dans l' eau est déterminé par la dilution du composé et du composé K a .

caractéristiques chimiques

acides monoprotiques

Les acides monoprotiques, également appelés acides monobasiques, sont les acides qui sont en mesure de donner une proton par molécule au cours du processus de dissociation (parfois appelé ionisation) , comme illustré ci - dessous (symbolisée par HA):

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

Des exemples courants d'acides monoprotiques dans des acides minéraux comprennent l' acide chlorhydrique (HCl) et l' acide nitrique (HNO 3 ). D'autre part, pour les acides organiques , le terme indique principalement la présence d'un acide carboxylique groupe et parfois ces acides sont connus comme acide monocarboxylique. Des exemples en acides organiques comprennent l' acide formique (HCOOH), de l' acide acétique (CH 3 COOH) et de l' acide benzoïque (C 6 H 5 COOH).

acides polyprotiques

les acides polyprotiques, également connus sous le nom d'acides polybasiques, sont en mesure de donner plus d'un proton acide par molécule, contrairement à monoprotique acides qui donnent seulement un proton par molécule. types spécifiques d'acides polyprotiques ont des noms plus spécifiques, tels que diprotique (ou dibasique) acide (deux protons potentiels donate), et triprotique (ou tribasique) acide (trois protons potentiels à le faire).

Un acide diprotique (ici symbolisé par H 2 A) peut subir un ou deux dissociations en fonction du pH. Chaque dissociation a sa propre constante de dissociation, K a1 et K a2 .

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; -à- dire, K a1 > K a2 . Par exemple, l' acide sulfurique (H 2 SO 4 ) peut donner un proton pour former du bisulfate anion (HSO -
4
), pour lequel K a1 est très grande; puis il peut faire un don d' un second proton pour former le sulfate d' anions (SO 2-
4
), dans lequel le K a2 est la force intermédiaire. Le grand K a1 pour la première dissociation rend un acide fort sulfurique. D'une manière similaire, les faibles instable de l' acide carbonique (H 2 CO 3 ) peut perdre un proton pour former du bicarbonate anion (HCO -
3
)
et perdre une seconde pour former le carbonate anion (CO 2-
3
). Les deux K a des valeurs sont petites, mais K a1 > K a2 .

Un acide triprotique (H 3 A) peut subir un, deux ou trois dissociations et a trois constantes de dissociation, où K a1 > K a2 > 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 simplement appelé acide phosphorique . Les trois protons peuvent être perdus successivement pour produire H 2 PO -
4
, puis HPO 2-
4
, et , enfin , PO 3-
4
, l'ion orthophosphate, généralement appelé simplement phosphate . Même si les positions des trois protons de la molécule d'acide phosphorique d' origine sont équivalents, la successive K a les valeurs diffèrent , car il est énergétiquement moins favorable à perdre un proton si la base conjuguée est chargée plus négativement. Un organique exemple d'un acide triprotique est l' acide citrique , qui peut perdre successivement trois protons pour former finalement le citrate ion.

Bien que la perte subséquente de chaque ion d'hydrogène est moins favorable, toutes les bases conjuguées sont présents en solution. La concentration fractionnée, α (alpha), pour chaque espèce peut être calculée. Par exemple, un acide diprotique générique génère 3 espèces en solution: H 2 A, HA - , et A 2 . Les concentrations des fractions peuvent être calculées comme ci - dessous lorsqu'ils sont administrés soit le pH (qui peut être converti en le [H + ]) ou les concentrations de l'acide avec l' ensemble de ses bases conjuguées:

Un tracé de ces concentrations fractionnaires en fonction du pH, pour donné K 1 et K 2 , est connu comme un terrain Bjerrum . Une tendance est observée dans les équations ci - dessus et peut être étendu au grand n acide -protic qui a été déprotoné i -fois:

K 0 = 1 et les autres termes K sont des constantes de dissociation de l'acide.

Neutralisation

De l' acide chlorhydrique (en bécher ) à faire réagir avec l' ammoniac des fumées afin de produire du chlorure d'ammonium (fumée blanche).

La neutralisation est la réaction entre un acide et une base, la production d' un sel et une base neutralisée; 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 du titrage , où un indicateur de pH montre point d'équivalence lorsque le nombre équivalent de moles d'une base a été ajoutée à un acide. On pense souvent à tort que la neutralisation devrait aboutir à une solution avec un pH de 7,0, ce qui est uniquement le cas acide similaires et les forces de base au cours d' une réaction.

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

Faible équilibre de base-acide faible

Pour qu'un acide protoné à perdre un proton, le pH du système doit dépasser le p K a de l'acide. La diminution de la concentration de H + dans cette solution de base déplace l'équilibre vers la forme de la base conjuguée (la forme déprotonée de l'acide). En bas du pH des solutions (plus acide), il y a une assez élevée H + concentration dans la solution pour amener l'acide reste dans sa forme protonée.

Solutions d'acides faibles et des sels de leurs bases conjuguées forment des solutions tampons .

Titrage

Pour déterminer la concentration d'un acide dans une solution aqueuse, un titrage acide-base est généralement effectuée. Une solution de base forte avec une concentration connue, en général NaOH ou KOH est ajouté pour neutraliser la solution acide en fonction du changement de couleur de l'indicateur de la quantité de base ajoutée. La courbe de titrage d'un acide titré par une base a deux axes, avec le volume de base sur l'axe des x et la valeur du pH de la solution sur l'axe des y. Le pH de la solution va toujours comme la base est ajoutée à la solution.

Exemple: acide diprotique

Ceci est une courbe de titrage idéal pour l' alanine , un acide aminé diprotique. Le point 2 est le premier point équivalent dans lequel la quantité de NaOH ajoutée est égale à la quantité d'alanine dans la solution d' origine.

Pour chaque courbe de titrage de l'acide diprotique, de gauche à droite, il y a deux points médians, deux points d'équivalence, et deux régions tampons.

Les points d'équivalence

En raison des processus de dissociation successifs, il existe deux points d' équivalence de la courbe de titrage d'un acide diprotique. Le premier point d'équivalence se produit lorsque tous les premiers ions d'hydrogène à partir de la première ionisation sont titrés. En d' autres termes, la quantité de OH - ajoutée est égale à la quantité initiale de H 2 A au premier point d'équivalence. Le deuxième point d'équivalence se produit lorsque tous les ions hydrogène sont titrés. Par conséquent, la quantité de OH - ajoutée est égale à la quantité de H à deux reprises 2 A à ce moment. Pour un faible acide diprotique titrée par une base forte, le deuxième point d'équivalence doit se produire à un pH supérieur à 7 en raison de l'hydrolyse des sels a abouti à la solution. A chaque point d'équivalence, l' ajout d' une goutte de la base provoque la hausse la plus abrupte de la valeur du pH dans le système.

régions tampons et les points milieu

Une courbe de titrage pour un acide diprotique contient deux milieux où le pH = pK a . Puisqu'il y a deux différents K une valeur, le premier point milieu se produit à pH = pK a1 et le deuxième se produit à pH = pK a2 . Est appelée la région de tampon chaque segment de la courbe qui contient un point médian en son centre. Étant donné que les régions tampons sont constitués de l'acide et sa base conjuguée, il peut résister à des changements de pH lorsque la base est ajoutée jusqu'à ce que les prochains points équivalents.

Applications d'acides

Les acides existent partout dans notre vie. Il existe deux types de nombreux composés acides naturels avec des fonctions biologiques et des acides massifs synthétisés qui sont utilisés à bien des égards.

Dans l'industrie

Les acides sont des réactifs fondamentaux dans le traitement de presque tous les processus dans l'industrie d'aujourd'hui. L' acide sulfurique, un acide diprotique, est l'acide le plus largement utilisé dans l' industrie, qui est également le produit chimique industriel le plus produit dans le monde. Il est principalement utilisé dans la production d' engrais, détergents, batteries et colorants, ainsi que celui utilisé dans le traitement de nombreux produits tels comme l' élimination des impuretés. Selon les données statistiques en 2011, la production annuelle d'acide sulfurique était d' environ 200 millions de tonnes dans le monde. Par exemple, les minéraux de phosphate réagissent avec l' acide sulfurique pour produire de l' acide phosphorique pour la production d'engrais de phosphate et de zinc est produit par dissolution de l' oxyde de zinc dans de l' acide sulfurique, la purification de la solution électrolytique et.

Dans l'industrie chimique, les acides réagissent dans les réactions de neutralisation pour produire des sels. Par exemple, l' acide nitrique réagit avec l' ammoniac pour produire du nitrate d'ammonium , un engrais. En outre, les acides carboxyliques peuvent être estérifiés avec des alcools, pour produire des esters .

Les acides sont souvent utilisés pour enlever la rouille et la corrosion des métaux autre dans un processus connu sous le nom de décapage . Ils peuvent être utilisés comme électrolyte dans une batterie de cellules humides , tels que l' acide sulfurique dans une batterie de voiture .

Dans la nourriture

L' eau carbonatée (H 2 CO 3 en solution aqueuse) est l' un des principaux ingrédients énumérés de la feuille de composant d'une boîte de Coca-Cola.

L' acide tartrique est une composante importante de certains aliments couramment utilisés comme les mangues non affinés et tamarin. Fruits et légumes naturels contiennent également des acides. L' acide citrique est présent dans les oranges, citron et autres agrumes. L' acide oxalique est présent dans les tomates, épinards, et en particulier dans carambola et rhubarbe ; feuilles de rhubarbe et carambolas non mûres sont toxiques à cause de fortes concentrations d'acide oxalique. L' acide ascorbique (vitamine C) est une vitamine essentielle pour le corps humain et est présent dans des aliments tels que amla ( groseille indienne ), de citron, d'agrumes et de goyave.

De nombreux acides peuvent être trouvés dans divers types d'aliments comme additifs, car ils modifient leur goût et leur servent de conservateurs. L' acide phosphorique , par exemple, est un composant de cola boissons. L' acide acétique est utilisé dans la vie au jour le jour comme le vinaigre. L' acide citrique est utilisé comme conservateur dans les sauces et les marinades.

L' acide carbonique est l' un de l'additif de l' acide le plus courant qui est largement ajouté dans les boissons non alcoolisées s, comme Coca-Cola . Au cours du processus de fabrication de boissons gazeuses, CO 2 est généralement sous pression à se dissoudre dans ces boissons pour produire de l' acide carbonique. L' acide carbonique est très instable et a tendance à se décomposer en eau et en CO 2 en température et pression normales. Par conséquent, lorsque nous ouvrons les bouteilles ou canettes de ce genre de boissons gazeuses, CO 2 bulles sortent et donc nous nous sentons « étincelles ».

Certains acides sont utilisés comme médicaments. L' acide acétylsalicylique (aspirine) est utilisé comme analgésique et pour faire baisser la fièvre.

Dans le corps humain

Les acides jouent un rôle important dans le corps humain. Le présent acide chlorhydrique dans l'estomac facilite la digestion en décomposant les molécules alimentaires grandes et complexes. Les acides aminés sont nécessaires pour la synthèse des protéines nécessaires à la croissance et la réparation des tissus du corps. Les acides gras sont également nécessaires pour la croissance et la réparation des tissus du corps. Les acides nucléiques sont importants pour la fabrication de l'ADN et de l'ARN et la transmission des traits à la descendance par les gènes. l'acide carbonique est important pour le maintien de l'équilibre du pH dans le corps.

Les corps humains contiennent une variété de composés organiques et inorganiques, parmi les acides carboxyliques jouent un rôle essentiel dans de nombreux comportements biologiques. Un grand nombre de ces acides sont des acides aminés qui servent principalement comme matériaux pour la synthèse des protéines. D' autres acides faibles servent de tampons avec leurs bases conjuguées pour maintenir le pH du corps de subir des changements à grande échelle qui seraient nuisibles aux cellules. Le reste des acides carboxyliques participent également à la synthèse de divers composés biologiquement importants dans le corps humain.

catalyse acide

Les acides sont utilisés comme catalyseurs dans la chimie industrielle et organique; par exemple, l' acide sulfurique est utilisé en très grandes quantités dans l' alkylation processus pour produire de l' essence. Certains acides, tels que l' acide sulfurique, l' acide phosphorique, et les acides chlorhydrique, l' effet également la déshydratation et les réactions de condensation . En biochimie, de nombreuses enzymes emploient une catalyse acide.

occurrence biologique

Structure de base d'un acide aminé .

De nombreuses molécules biologiquement importantes sont des acides. Les acides nucléiques , qui contiennent des acides des groupes phosphate , comprennent l' ADN et l' ARN . Les acides nucléiques contiennent le code génétique qui détermine un grand nombre de caractéristiques d'un organisme, et est passé des parents aux enfants. ADN contient le plan chimique pour la synthèse de protéines qui sont constitués d' acides aminés des sous - unités. Les membranes cellulaires contiennent des acides gras et des esters tels que les phospholipides .

Un acide α-aminé a un atome de carbone central (l'α ou alpha carbone ) , qui est lié de manière covalente à un groupe carboxyle groupe (ils sont donc des acides carboxyliques ), un amino , un atome d'hydrogène ou un groupe variable. Le groupe de variables, également appelé le groupe R ou une chaîne latérale, détermine l'identité et la plupart des propriétés d'un acide aminé spécifique. Dans la glycine , l'acide aminé le plus simple, le groupe R est un atome d'hydrogène, mais dans tous les autres acides aminés , il est contient un ou plusieurs atomes de carbone liés à des atomes d' hydrogène, et peuvent contenir d' autres éléments tels que le soufre, l' oxygène ou l' azote. A l'exception de la glycine, sont des acides aminés naturels chiraux et se produisent presque toujours dans le L -configuration . Peptidoglycane , a trouvé dans certaines bactéries parois cellulaires contient des D acides - aminés. A un pH physiologique, généralement autour de 7, les acides aminés libres existent sous une forme chargée, où le groupe acide carboxylique (-COOH) perd un proton (-COO - ) et le groupe amine basique (-NH 2 ) gagne un proton (-NH +
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). La molécule entière a une charge nette neutre et est un zwitterion , à l'exception des acides aminés avec des chaînes latérales basiques ou acides. L' acide aspartique , par exemple, possède une amine protonée et deux groupes carboxyle déprotonés, pour une charge nette de -1 à un pH physiologique.

Les acides gras et dérivés d'acides gras sont un autre groupe d'acides carboxyliques qui jouent un rôle important en biologie. Ceux - ci contiennent des chaînes hydrocarbonées longues et un groupe acide carboxylique à une extrémité. La membrane cellulaire de presque tous les organismes est principalement constitué d'une bicouche phospholipidique , une micelle d'esters d'acides gras hydrophobes avec polaires hydrophiles phosphate groupes « tête ». Membranes contiennent des composants supplémentaires, dont certains peuvent participer à des réactions acido-basiques.

Chez les humains et beaucoup d' autres animaux, l' acide chlorhydrique est une partie de l' acide gastrique sécrété dans le estomac pour aider à hydrolyser les protéines et les polysaccharides , ainsi que la conversion de la pro-enzyme inactive, pepsinogène dans l' enzyme , la pepsine . Certains organismes produisent des acides pour la défense; par exemple, les fourmis produisent de l' acide formique .

L' équilibre acide-base joue un rôle essentiel dans la régulation des mammifères respiration. L' oxygène gazeux (O 2 ) entraîne la respiration cellulaire , le processus par lequel les animaux à libérer le produit chimique énergie potentielle stockée dans les aliments, la production de dioxyde de carbone (CO 2 ) en tant que sous - produit. L' oxygène et le dioxyde de carbone sont échangés dans les poumons , et le corps réagit à l' évolution des demandes d'énergie en réglant la vitesse de ventilation . Par exemple, pendant les périodes d'effort le corps se décompose rapidement stockées les glucides et les graisses, libérant du CO 2 dans le flux sanguin. Dans des solutions aqueuses telles que le sang CO 2 existe en équilibre avec l' acide carbonique et de bicarbonate ion.

CO 2 + H 2 O ⇌ H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO -
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Il est la diminution du pH qui signale le cerveau de respirer plus rapide et plus profonde, en expulsant l'excès de CO 2 et le réapprovisionnement des cellules avec O 2 .

L' aspirine (acide acétylsalicylique) est un acide carboxylique .

Les membranes cellulaires sont généralement imperméables à charge ou de grandes molécules polaires en raison des lipophiles chaînes d'acyle gras comportant leur intérieur. De nombreuses molécules biologiquement importantes, y compris un certain nombre d'agents pharmaceutiques, sont des acides faibles organiques qui peuvent traverser la membrane sous leur forme protonée, non chargé , mais non dans leur forme chargée ( à savoir que la base conjuguée). Pour cette raison , l'activité de nombreux médicaments peut être améliorée ou inhibée par l'utilisation d'antiacides ou des aliments acides. La forme chargée, toutefois, est souvent plus soluble dans le sang et le cytosol , les deux environnements aqueux. Lorsque l'environnement extracellulaire est plus acide que le pH neutre dans la cellule, certains acides vont exister sous leur forme neutre et seront membrane soluble, ce qui leur permet de traverser la bicouche phospholipidique. Les acides qui perdent un proton au pH intracellulaire existeront dans leur forme soluble, chargé et sont donc en mesure de diffuser à travers le cytosol à leur cible. Ibuprofène , l' aspirine et la pénicilline sont des exemples de médicaments qui sont des acides faibles.

acides communs

Les acides minéraux (acides inorganiques)

Les acides sulfoniques

Un acide sulfonique a la formule générale RS (= O) 2 -OH, où R est un radical organique.

Acides carboxyliques

Un acide carboxylique a la formule générale RC (O) OH, où R est un radical organique. Le groupe carboxyle -C (O) OH contient un groupe carbonyle groupe, C = O, et un groupe hydroxyle groupe OH.

des acides carboxyliques halogénés

L' halogénation en position alpha augmente la force de l' acide, de sorte que les acides suivants sont plus forts que l' acide acétique.

des acides carboxyliques vinylogues

Des acides carboxyliques normaux sont l'union directe d'un groupe carbonyle et un groupe hydroxyle. En vinylogues acides carboxyliques, une double liaison carbone-carbone sépare le carbonyle et hydroxyle.

Acides nucléiques

Références

Liens externes