Il existe des centaines d'exemples d'acides et de bases qui peuvent être trouvés dans toutes les branches de la chimie, mais qui dans leur ensemble sont séparés en deux grandes familles: inorganiques et organiques. Les acides inorganiques sont généralement connus sous le nom d'acides minéraux, caractérisés en ce qu'ils sont particulièrement forts par rapport aux acides organiques.
Les acides et les bases sont considérés comme des substances qui ont respectivement des saveurs acides ou saponacées. Les deux sont corrosifs, bien que le mot «caustique» soit souvent utilisé pour les bases fortes. En bref: ils brûlent et corrodent la peau s'ils la touchent. Ses caractéristiques dans les milieux solvants ont guidé une série de définitions à travers l'histoire.
Comportement des acides et des bases dissous dans l'eau. Source: Gabriel Bolívar.
L'image ci-dessous montre le comportement générique des acides et des bases lorsqu'ils sont ajoutés ou dissous dans un verre d'eau. Les acides produisent des solutions dont le pH est inférieur à 7 en raison des ions hydronium, H 3 O +; tandis que les bases produisent des solutions avec un pH supérieur à 7 en raison des ions hydroxyle (ou hydroxyle), OH -.
Si on ajoute de l'acide chlorhydrique, HCl (goutte rouge), au verre, il y aura des ions H 3 O + et Cl - hydratés. En revanche, si nous répétons l'expérience avec de l'hydroxyde de sodium, NaOH (goutte violette), nous aurons des ions OH - et Na +.
Définitions
Les caractéristiques de plus en plus étudiées et comprises des acides et des bases ont établi plus d'une définition pour ces composés chimiques. Parmi ces définitions, nous avons celle d'Arrhenius, celle de Bronsted-Lowry et enfin celle de Lewis. Avant de citer les exemples, il est nécessaire d'être clair à ce sujet.
Arrhenius
Les acides et les bases, selon Arrhenius, sont ceux qui, lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, produisent des ions H 3 O + ou OH -, respectivement. Autrement dit, l'image représente déjà cette définition. Cependant, à lui seul, il néglige certains acides ou bases trop faibles pour produire de tels ions. C'est là qu'intervient la définition de Bronsted-Lowry.
Bronsted-Lowry
Les acides de Bronsted-Lowry sont ceux qui peuvent donner des ions H +, et les bases sont celles qui acceptent ces H +. Si un acide donne très facilement son H +, cela signifie qu'il s'agit d'un acide fort. La même chose se produit avec les bases, mais en acceptant H +.
Ainsi, nous avons des acides et des bases forts ou faibles, et leurs forces sont mesurées dans différents solvants; en particulier dans l'eau, à partir de laquelle sont établies les unités de pH connues (0 à 14).
Par conséquent, un acide fort HA donnera complètement son H + à l'eau dans une réaction comme:
HA + H 2 O => A - + H 3 O +
Où A - est la base conjuguée de HA. Par conséquent, le H 3 O + présent dans le verre avec une solution acide provient d'ici.
Pendant ce temps, une base faible B déprotonera l'eau pour gagner son H + respectif:
B + H 2 O <=> HB + OH -
Où HB est l'acide conjugué de B. C'est le cas de l'ammoniac, NH 3:
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
Une base très forte peut donner directement des ions OH - sans avoir besoin de réagir avec l'eau; tout comme NaOH.
Lewis
Enfin, les acides de Lewis sont ceux qui gagnent ou acceptent des électrons, et les bases de Lewis sont celles qui donnent ou perdent des électrons.
Par exemple, la base NH 3 de Bronsted-Lowry est aussi une base de Lewis, puisque l'atome d'azote accepte un H + en lui faisant don de sa paire d'électrons libres (H 3 N: H +). C'est pourquoi les trois définitions ne sont pas en désaccord les unes avec les autres, mais plutôt s'entrelacent et aident à étudier l'acidité et la basicité dans un spectre plus large de composés chimiques.
Exemples d'acides
Après avoir clarifié les définitions, une série d'acides avec leurs formules et noms respectifs sera mentionnée ci-dessous:
-HF: acide fluorhydrique
-HBr: acide bromhydrique
-HI: acide iodhydrique
-H 2 S: sulfure d'hydrogène
-H 2 Se: acide sélénhydrique
-H 2 Te: acide tellurhydrique
Ce sont des acides binaires, également appelés hydracides, auxquels appartient l'acide chlorhydrique susmentionné, HCl.
-HNO 3: acide nitrique
-HNO 2: acide nitreux
-HNO: acide hyponitreux
-H 2 CO 3: acide carbonique
-H 2 CO 2: acide carboné, qui est en fait mieux connu sous le nom d'acide formique, HCOOH, l'acide organique le plus simple de tous
-H 3 PO 4: acide phosphorique
-H 3 PO 3 ou H 2: acide phosphoreux, avec une liaison HP
-H 3 PO 2 ou H: acide hypophosphoreux, avec deux liaisons HP
-H 2 SO 4: acide sulfurique
-H 2 SO 3: acide sulfureux
-H 2 S 2 O 7: acide disulfurique
-HIO 4: acide périodique
-HIO 3: acide iodique
-HIO 2: acide iodé
-HIO: acide hypoiode
-H 2 CrO 4: acide chromique
-HMnO 4: acide manganique
-CH 3 COOH: acide acétique (vinaigre)
-CH 3 SO 3 H: acide méthanesulfonique
Tous ces acides, à l'exception du formique et des deux derniers, sont connus sous le nom d'oxacides ou d'acides ternaires.
Autres:
-AlCl 3: chlorure d'aluminium
-FeCl 3: chlorure ferrique
-BF 3: trifluorure de bore
-Cations métalliques dissous dans l'eau
-Carbocations
-H (CHB 11 Cl 11): carborane superacide
- FSO 3 H: acide fluorosulfonique
- HSbF 6: acide fluoroantimonique
- FSO 3 H SbF 5: acide magique
Les quatre derniers exemples constituent les super acides terrifiants; composés capables de désintégrer presque n'importe quel matériau simplement en le touchant. L'AlCl 3 est un exemple d'acide de Lewis, car le centre métallique de l'aluminium est capable d'accepter des électrons en raison de son déficit électronique (il ne complète pas son octet de valence).
Exemples de bases
Parmi les bases inorganiques, nous avons des hydroxydes métalliques, tels que l'hydroxyde de sodium, et certains hydrures moléculaires, tels que l'ammoniac déjà mentionnés. Voici d'autres exemples de bases:
-KOH: hydroxyde de potassium
-LiOH: hydroxyde de lithium
-RbOH: hydroxyde de rubidium
-CsOH: hydroxyde de césium
-FrOH: hydroxyde de francium
-Be (OH) 2: hydroxyde de béryllium
-Mg (OH) 2: hydroxyde de magnésium
-Ca (OH) 2: hydroxyde de calcium
-Sr (OH) 2: hydroxyde de strontium
-Ba (OH) 2: hydroxyde de baryum
-Ra (OH) 2: radio-hydroxyde
-Fe (OH) 2: hydroxyde ferreux
-Fe (OH) 3: hydroxyde ferrique
-Al (OH) 3: hydroxyde d'aluminium
-Pb (OH) 4: hydroxyde de plomb
-Zn (OH) 2: hydroxyde de zinc
-Cd (OH) 2: hydroxyde de cadmium
-Cu (OH) 2: hydroxyde cuivrique
-Ti (OH) 4: hydroxyde de titane
-PH 3: phosphine
-AsH 3: arsine
-NaNH 2: amide de sodium
- C 5 H 5 N: pyridine
- (CH 3) N: triméthylamine
- C 6 H 5 NH 2: phénylamine ou aniline
-NaH: hydrure de sodium
-KH: hydrure de potassium
-Carbaniones
-Li 3 N: nitrure de lithium
-Alcoxydes
- 2 NLi: diisopropylamide de lithium
-Anion diéthynylbenzène: C 6 H 4 C 4 2- (la base la plus forte connue à ce jour)
Références
- Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
- Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (Quatrième édition). Mc Graw Hill.
- Naomi Hennah. (10 octobre 2018). Comment enseigner les acides, les bases et les sels. Récupéré de: edu.rsc.org
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- David Wood. (2019). Comparaison des acides et bases communs. Étude. Récupéré de: study.com
- Ross Pomeroy. (2013, 23 août). Les acides les plus forts du monde: comme le feu et la glace. Récupéré de: realclearscience.com
- Wikipédia. (2019). Diéthynylbenzène dianion. Récupéré de: en.wikipedia.org