Acide

cids et bases Un acide (souvent représenté par le générique ha de formule) est traditionnellement considéré n'importe quel le composé chimique qui, une fois dissous dans l'eau , donne une solution avec une activité d'ions d'hydrogène du plus grande que dans l'eau pure, c. un pH plus moins de 7. Cela rapproche la définition moderne du Johannes Nicolaus Brønsted et du Martin Lowry , qui a indépendamment défini un acide comme composé qui donne un d'ions d'hydrogène (H⁺) à un autre composé (appelé une base ). Les exemples communs incluent l'acide acétique (en vinaigre ) et l'acide sulfurique (utilisé dans des batteries de voiture ). Les systèmes à base d'acide sont différents du les réactions que redox de dans celle là n'est aucun changement de l'état d'oxydation .

Définitions

voient également :

s théories de réaction d'Acide-base de Le " de mot ; acid" ; venez du " latin de signification de l'acidus de du ; acidifier, " ; mais dans la chimie l'acide de limite a une signification plus spécifique. Il y a quatre manières communes de définir un acide :
Arrhenius : Selon cette définition développée par le suédois Svante Arrhenius de chimiste du , un acide est une substance qui augmente la concentration des ions d'hydrogène (H⁺), qui sont portés en tant qu'ions de Hydronium (H₃O⁺) une fois dissous dans l'eau , alors que les bases sont des substances qui augmentent la concentration des ions de l'hydroxyde (OH^-). Cette définition limite des acides et des bases aux substances qui peuvent se dissoudre dans l'eau. Environ 1800, beaucoup de chimistes français du , y compris le Antoine Lavoisier , a inexactement cru que tous les acides ont contenu l'oxygène . En effet le mot allemand moderne pour l'oxygène est Sauerstoff (substance aigre de Lit.), de même que le mot d'afrikaans pour le suurstof l'oxygène, avec la même signification. Les chimistes anglais du , y compris monsieur Humphry Davy ont en même temps cru tout l'hydrogène contenu par acides. Arrhenius a employé cette croyance pour développer cette définition d'acide.
Brønsted-Lowry : Selon cette définition, un acide est un donateur du proton (noyau de d'hydrogène ) et une base est un accepteur de proton. L'acide serait dissocié après que le proton soit donné. Un acide et la base correspondante désigné sous le nom de l'acide - paires basses de conjugé de . Brønsted et Lowry ont indépendamment formulé cette définition, qui inclut les substances insolubles dans l'eau pas dans la définition d'Arrhenius.
définition de dissolvant-système de : Selon cette définition, un acide est une substance qui, une fois dissoute dans un dissolvant autodissociating, augmente la concentration des cations de Solvonium , tels que H₃O⁺ dans l'eau, NH₄⁺ en ammoniaque liquide, NO⁺ dans le liquide N₂O₄, SbCl₂⁺ dans SbCl₃, la base etc. est définie comme substance qui augmente la concentration des anions de Solvate , respectivement OH^-, NH₂^-, NO₃^-, ou SbCl₄^-. Cette définition prolonge des réactions d'acide-base aux systèmes non aqueux et même à quelques systèmes aprotic, où aucun noyau de l'hydrogène n'est impliqué dans les réactions. Cette définition n'est pas absolue, agir composé en tant qu'acide dans un dissolvant peut agir en tant que base dans des autres.
Lewis : Selon cette définition développée par le Gilbert N. Lewis , un acide est un accepteur d'électron-paires et une base est un donateur d'électron-paires. (Ceux-ci désigné fréquemment sous le nom du " ; Quot des acides de Lewis de ; et " ; Le Lewis base le " de ; et sont le Electrophiles et le Nucleophiles respectivement, en chimie organique ; Les bases de Lewis sont également les Ligands en chimie de coordination de .) Les acides de Lewis incluent des substances sans les protons transmissibles (ions d'hydrogène de d'IE H⁺), comme le fer de (III) le chlorure , et par conséquent la définition de Lewis d'un acide a une application plus large que la définition de Brønsted-Lowry. En fait, l'acide de Lewis de limite est employé souvent pour exclure les acides protic (de Brønsted-Lowry). La définition de Lewis peut également être expliquée avec la théorie de l'orbite moléculaire . Généralement un acide peut recevoir une paire d'électron dans sa plus basse orbitale inoccupée ( LUMO ) de l'orbitale le plus fortement occupée (HOMO ) d'une base. C'est-à-dire, le HOMO de la base et le LUMO du cartel acide à une orbite moléculaire de liaison.

Bien que pas la théorie la plus générale, la définition de Brønsted-Lowry soit la définition la plus employée couramment. La concentration d'un acide peut être comprise par cette définition par la stabilité du hydronium et la base conjuguée solvatisée sur la dissociation. L'augmentation ou la stabilité décroissante de la base conjuguée augmentera ou diminuera l'acidité d'un composé. Ce concept de l'acidité est employé fréquemment pour les acides organiques tel que l'acide carboxylique . La description d'orbite moléculaire, où l'orbitale non remplie de proton recouvre avec une seule paire, est reliée à la définition de Lewis.

Propriétés

Acides de Bronsted-Lowry :
Être généralement aigre dans le goût
Les acides forts ou concentrés produisent souvent un sentiment cuisant sur les muqueuses *React aux indicateurs comme suit : le tournesol bleu de tour et le rouge méthylique de l'orange , ne changent pas la couleur de la phénol-phtaléine
Réagira avec des métaux pour produire un sel et un hydrogène en métal
Réagira avec des carbonates en métal à l'eau de produit, à CO₂ et à un sel
Réagira avec une base pour produire un sel et une eau
Réagira avec de l'oxyde de métal à l'eau de produit et à un sel
Conduira l'électricité, selon le degré de dissociation
Produira des ions de solvonium, tels que des ions du hydronium (H₃O⁺) dans l'eau
Dénaturera des protéines

Les acides forts et beaucoup d'acides concentrés sont dangereux, entraînant les brûlures graves pour même le contact mineur. Les acides sont corrosifs. Généralement, des brûlures acides sont traitées en rinçant le secteur affecté abondamment avec l'eau courante (15 minutes) et continuées avec l'attention médicale immédiate. Dans le cas des acides fortement concentrés, l'acide devrait d'abord être effacé autant que possible, autrement le mélange exothermique de l'acide et de l'eau pourrait causer les brûlures thermiques graves. Les acides peuvent également être dangereux pour des raisons non liées à leur acidité, voient un approprié MSDS pour plus d'informations détaillées.

Nomenclature

Dans le système de nomination classique, des acides sont appelés selon leurs anions que le suffixe ionique est abandonné et remplacé par un nouveau suffixe (et parfois le préfixe), selon la table ci-dessous. Par exemple, le HCL a le chlorure car son anion, ainsi - le suffixe d'ide le fait prendre au de forme l'acide chlorhydrique . Dans le IUPAC appelant le système, " ; aqueous" ; est simplement ajouté au nom du composé ionique. Ainsi, pour le chlorure d'hydrogène, le nom d'IUPAC serait chlorure d'hydrogène aqueux.

Système de nomination classique :

Caractéristiques chimiques

Dans l'eau l'équilibre suivant se produit entre un acide faible (ha) et l'eau, qui agit en tant que base :

Ha (aq ) + H₂O ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

L'acidité constant de (ou la constante de dissociation acide) est la constante d'équilibre pour la réaction de l'ha avec de l'eau : $K_a de = {\ cdot \ plus de}$

Les acides forts ont de grandes valeurs du K _a (c. les mensonges d'équilibre de réaction loin vers la droite ; l'acide presque totalement est dissocié à H₃O⁺ et à A^-). Les acides forts incluent l'acide chlorhydrique (HCL) de de Hydrohalic de plus lourd des acides , l'acide bromhydrique (HBr) de , et l'acide de Hydroiodic (HI). (Cependant, l'acide fluorhydrique , à haute fréquence de , est relativement faible.) Par exemple, la valeur du K _a pour l'acide chlorhydrique (HCL) est 10⁷.

Les acides faibles ont de petites valeurs du K _a (c. aux quantités significatives d'équilibre d'ha et d'A⁻ exister ensemble en solution ; les niveaux modestes de H₃O⁺ sont présents ; l'acide seulement est partiellement dissocié). Par exemple, la valeur de K_a pour l'acide acétique est 1. La plupart des acides organiques sont les acides faibles. Le Oxoacids qui tend à contenir les atomes centraux dans les états d'oxydation élevés entourés par l'oxygène peut être tout à fait fort ou faible. L'acide nitrique , l'acide sulfurique, et l'acide perchlorique sont tout de les acides forts, tandis que l'acide nitreux , l'acide sulfureux et l'acide hypochloreux sont tout de faibles.

Note aux conditions utilisées :
Le " de limites ; Ion" de l'hydrogène ; et " ; proton" ; sont employés l'un pour l'autre ; tous les deux se rapportent à H⁺.
Dans le soluté, l'eau protonated pour former l'ion de Hydronium , H₃O⁺ (aq). Ceci est souvent abrégé comme H⁺ (aq) quoique le symbole ne soit pas chimiquement correct.
La concentration d'un acide est mesurée par sa constante de dissociation acide ( K _a) ou d'une manière equivalente son K _a ( K _a= - notation ( K _a) de p de p).
Le pH d'une solution est une mesure de la concentration du hydronium. Ceci dépendra de la concentration et de la nature des acides et des bases en solution.

Acides Polyprotic

Les acides Polyprotic peuvent donner plus d'un proton par molécule acide, contrairement aux acides monoprotic qui donnent seulement un proton par molécule. Les types spécifiques d'acides polyprotic ont des noms plus spécifiques, tels que l'acide diprotic (deux protons potentiels de à donner) et l'acide triprotic (trois protons potentiels de à donner).

Un acide monoprotic peut subir une dissociation (parfois appelé l'ionisation) comme suit et a simplement une constante de dissociation acide comme montré ci-dessous :

ha (aq) de de
de
de
de
+ H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + d'A⁻ (aq) ; ; ; ; K _a

Un acide diprotic (ici symbolisé par H₂A) peut subir un ou deux dissociations selon le pH. Chaque dissociation a sa propres constante de dissociation, K_a1 et K_a2.

H₂A (aq) de de
de
de
de
+ H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + de HA⁻ (aq) ; ; ; K _a1

HA⁻ (aq) de de
de
de
de
+ H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + d'A²⁻ (aq) ; ; ; ; K _a2

La première constante de dissociation est en général plus grande que la deuxième ; c., K _a1 > K _a2. Par exemple, l'acide sulfurique (H₂SO₄) de peut donner un proton pour former l'anion du bisulfate (HSO₄⁻), pour lequel le K _a1 est très grand ; alors il peut donner un deuxième proton pour former l'anion du sulfate (SO₄²⁻), où le K _a2 est force intermédiaire. Le grand K _a1 pour la première dissociation prépare sulfurique un acide fort. D'une façon semblable, l'acide carbonique (H₂CO₃) de instable faible peut perdre un proton pour former l'anion du bicarbonate (HCO₃⁻) et pour perdre une seconde pour former l'anion du carbonate (CO₃²⁻). Les deux valeurs du K _a sont petites, mais le K _a1 > K _a2.

Un acide triprotic (H₃A) peut subir un, deux, ou trois dissociations et a trois constantes de dissociation, où le K _a1 > K _a2 > K _a3.

H₃A (aq) de de
de
de
de
+ H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + de H₂A⁻ (aq) ; ; ; ; K _a1

H₂A⁻ (aq) de de
de
de
de
+ H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + de HA²⁻ (aq) ; ; ; K _a2

HA²⁻ (aq) de de
de
de
de
+ H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + d'A³⁻ (aq) ; ; ; ; ; ; K _a3

Un exemple inorganique du d'un acide triprotic est l'acide orthophosphorique (H₃PO₄), habituellement juste appelé le l'acide phosphorique . Chacun des trois protons peut être successivement perdu pour rapporter H₂PO₄⁻, puis HPO₄²⁻, et finalement PO₄³⁻, l'ion d'orthophosphate, habituellement juste appelé le phosphate . Un exemple organique du d'un acide triprotic est l'acide citrique , qui peut successivement perdre trois protons pour former finalement l'ion du citrate . Quoique les positions des protons sur la molécule originale puissent être équivalentes, les valeurs successives du K _a différeront puisqu'elle est énergétiquement moins favorable pour perdre un proton si la base conjuguée est plus négativement - chargé.

Neutralisation

La neutralisation est la réaction entre un acide et une base, produisant un sel et l'eau ; par exemple, l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium forment le chlorure et l'eau de sodium : HCL de

de
(aq) + → H₂O de NaOH (aq) (l) + NaCl (aq)

La neutralisation est la base de la titration , où un indicateur de pH montre le point d'équivalence quand le nombre équivalent de taupes d'une base ont été ajoutés à un acide. On le suppose incorrectement souvent que la neutralisation devrait avoir comme conséquence une solution avec pH 7.0, qui est seulement le cas avec de l'acide semblable et les forces basses pendant une réaction.

La neutralisation avec un plus faible bas que l'acide a comme conséquence un sel faiblement acide. Un exemple est le chlorure d'ammonium faiblement acide , qui est produit à partir du chlorure d'hydrogène acide fort et de l'ammoniaque basse faible . Réciproquement, la neutralisation d'un acide faible avec une base forte donne un sel faiblement basique, par exemple le fluorure de sodium du fluorure d'hydrogène et de l'hydroxyde de sodium .

Acide faible/équilibres bas faibles

voient également :

l'équation de Henderson-Hasselbalch de Afin de perdre un proton, il est nécessaire que le pH de l'élévation de système au-dessus du K _a de p de l'acide protonated. La concentration diminuée de H⁺ dans cette solution basique décale l'équilibre vers la forme de base conjuguée (la forme deprotonated de l'acide). Dans (plus acide) les solutions bas-pH, il y a haut assez de concentration de H⁺ dans la solution pour faire rester l'acide sous sa forme protonated, ou au protonate sa base conjuguée (la forme deprotonated).

Les solutions des acides et des sels faibles de leurs bases conjuguées forment les solutions tampon

Applications des acides

Il y a de nombreuses utilisations pour des acides. Les acides sont employés souvent pour enlever la rouille et toute autre corrosion des métaux dans un processus connu sous le nom de marinant . Ils peuvent être employés comme électrolyte dans une batterie de cellule humide de , tel que l'acide sulfurique dans une batterie de voiture . Chez l'homme et beaucoup d'autres animaux, l'acide chlorhydrique est une partie de l'acide gastrique sécrétée dans l'estomac pour aider à hydrolyser les protéines et les polysaccharides aussi bien que convertir la pro-enzyme inactive, le Pepsinogen dans l'enzyme, la pepsine . Des acides sont employés comme catalyseurs par exemple, l'acide que sulfurique est employé en quantité très grande dans le processus de l'alkylation pour produire l'essence.

Acides communs

Acide citrique

Acides minéraux

Solutions des halogénures d'hydrogène, tels que l'acide chlorhydrique (HCL) de et l'acide bromhydrique (HBr) de
Acide sulfurique (H₂SO₄) de
Acide nitrique (HNO₃) de
Acide phosphorique (H₃PO₄) de
Acide chromique (H₂CrO₄) de

Acides sulfoniques

Acide de Methanesulfonic (acide mesylic d'aka) (MeSO₃H)
Acide d'Ethanesulfonic (acide esylic d'aka) (EtSO₃H)
Acide de Benzenesulfonic (acide besylic d'aka) (PhSO₃H)
Acide de Toluenesulfonic (acide tosylic d'aka, ou (C₆H₄ (CH₃) (SO₃H))

Acides carboxyliques

Acide formique
Acide acétique

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