Syre-base reaktion

En syre-base reaktion eller syre-base reaktion er en kemisk reaktion, hvor en kemisk krop eller enhed kaldet " syre " reagerer med en enhed kaldet "basisk" og navngivet base . I tilfælde af protiske opløsningsmidler , især vandige opløsninger , er der en overførsel af en eller flere H + -ioner fra syren til basen.

Konceptet med et syre-basepar er fra 1920, da det kun kan vises efter den fælles definition af protonen . Det støtter endeligt den videnskabelige succes med Arrhenius 'teori om ionisk dissociation , der oprindeligt var genstand for voldelig kontrovers mod ionister eller tilhængere af ioner i mindretal.

En syre bliver et kemisk legeme, der er i stand til at adskille sig i et protisk opløsningsmiddel ved at frigive H + -ioner ( protoner , hydroner ) i vandig opløsning. I virkeligheden de frie H + protoner ikke er til stede i opløsning, men binder til vandmolekyler til dannelse hydronium ioner , er den enkleste af oxonium ioner , H 3 O + , mere eller mindre solvatiseret. En base er en kemisk enhed, der er i stand til at fange en eller flere H + -protoner og frigive hydroxidionen , HO - det basale modsatte og komplementære til protonen eller syrehydroniumionen.

Dette enhedsbillede postulerer simpelthen en protonudveksling mellem en konjugeret syre (protondonor) og en konjugeret base (protonacceptor). Forbeholdene mod de forslag, der blev formuleret i 1921 af Joannes Brønsted og Thomas Lowry , som f.eks. Vedrørte enestående kemiske legemer som ammoniak eller bortrifluorid , førte i 1923 til den teori, der blev formuleret af Gilbert Lewis , af et mere generelt omfang og mere omfattende, men baseret ved udveksling af en elektronisk dublet, det vil sige et par elektroner i overfladelag. En Lewis-base opgiver en elektronisk dublet, mens en syre accepterer den.

Brønsted-Lowry syrebaseteori

Syre i Brønsted-forstand er enhver kemisk art, der er i stand til at give en eller flere H + protoner . For eksempel eddikesyre eller ethansyre syre med den kemiske formel CH 3 CO 2H er i stand til at opgive en H + proton . Det er derfor en syre som defineret i Brønsted.

En polysyre er i stand til at opgive flere protoner. For eksempel citronsyre C 6 H 8 O 7 er en trisyren fordi det kan give op tre protoner.

Man kalder base i Brønsteds forstand enhver kemisk art, der er i stand til at fange en eller flere H + protoner . For eksempel acetation CH 3 CO 2- er i stand til at fange en H + proton for at give ethansyre. Det er derfor en base i Brønsteds forstand.

I denne teoretiske ramme, den potentielle hydrogen eller pH er den negative værdi af decimal logaritmen af den kemiske aktivitet ( a ) i hydroniumioner bemærkede H + eller bedre H 3 O + , aktiviteten er dimensionsløs.

{\ displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log _ {10} (a _ {{\ ce {H +}}}) = \ log _ {10} \ left ({\ frac {1} {a _ {{\ ce {H +}}}} \ højre)}

Den kemiske aktivitet ( a ) af H + -ionerne svarer til deres faktiske koncentration i opløsning i termodynamisk forstand for udtrykket for også at tage hensyn til tilstedeværelsen af andre ioner i opløsning og de elektrostatiske interaktioner mellem ioner, når de er tilstrækkeligt tætte. Aktivitet ( a ) er produktet af aktivitetskoefficienten ( gamma: γ ) og koncentrationen ( C ) udtrykt i mol / L.

a = γ C

eller:

a : aktivitet i H + -ioner (ingen enhed, fordi det faktisk er koncentrationen ( C er) divideret med en standardreference koncentration taget lig enheden ( C o = 1 mol / l = 1 M ) for at frigøre sig fra enheder, se her ) γ : aktivitetskoefficient for H + -ioner (heller ikke en enhed) C : koncentration af H + -ioner (enhed: mol / L, som vi slipper af ved implicit at dividere med C o = 1 mol / L = 1 M )

Hvis opløsningen er tilstrækkeligt fortyndet (dvs. hvis ionerne i opløsningen er langt nok fra hinanden og ikke interagerer eller meget lidt), er aktivitetskoefficienten ( γ ) tæt på l Enheden og aktiviteten ( a ) af H + -ioner kan rimelighed tilnærmes ved deres molære koncentration ( C = [H 3 O + ]).

{\ displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log _ {10} (C _ {{\ ce {H +}}}) = \ log _ {10} \ venstre ({\ frac {1} {C _ {{\ ce {H +}}}} \ højre)}

{\ displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log _ {10} [\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}}]}

Den pH derpå mere enkelt udtrykt som er den negative værdi af decimal logaritmen af den molære koncentration ( C , mol / l) af hydroniumioner bemærkede [H + ] eller bedre [H 3 O + ]. PH har ingen enhed, fordi aktiviteten ( "termodynamisk koncentration") af H 3 O + -ioner ved starten af ligningen ikke har nogen enten. Denne forenklede definition af pH er den mest almindelige og udbredte.

Årsagen til anvendelsen af logaritmen mindre overraskende end det forekommer: koncentrationerne af H 3 O + ion i opløsning varierer over et stort antal størrelsesordener ( C = 1, 0,1, 0,01, 0,001, 0,00001, ... mol / L) og når deres variationer er for store, er det umuligt at tydeligt visualisere dem alle sammen på en enkelt graf. En logaritmisk skala er derfor vigtig for enhver læsbar grafisk repræsentation. For nemheds skyld slipper vi også af minustegnet (-) ved at tage den negative værdi af logaritmen. Ingen yderligere forklaring skal søges for den matematiske definition af pH. Beregninger af kemisk ligevægt i vandig opløsning gør også udstrakt brug af logaritmer, hvilket er en anden grund til denne definition, mindre vilkårlig end det ser ud ved første øjekast.

Inden for rammerne af denne teori kan syrer genkendes i vandig opløsning med en pH-værdi lavere end 7 og baser med en pH-værdi højere end 7. Hvis koncentrationen er meget høj, nærmer den sig nederst et mol pr. Liter, den pH, der har en tendens til 0 har ikke længere nogen fysisk betydning.

Syrer og baser kan grupperes i syre / basepar. Faktisk producerer en syre, der mister en H + proton, en art, der er i stand til at fange en kaldet en konjugatbase .

Eksempler

CH 3 CO 2H / CH 3 CO 2-
NH 4 + / NH 3
C 2 H 5 CO 2H / C 2 H 5 CO 2-

Omsætningen Acid = Base + H + er en afbalanceret reaktion hvis ligevægtskonstant K en ofte bemærket i den negative logaritmisk form ( -log 10 ( K a ) = p K a ). Jo højere p K a , den svagere syren. En stærk syre er en syre med en negativ p Ka .

Nogle gange afhængigt af reaktionerne kan visse molekyler opføre sig som både en syre og en base. Disse stoffer er amfolytter . De siges også at have en amfoterisk karakter. Vand er for eksempel en amfolyt. Faktisk er to syre / basepar mulige:

H 2 O/ HO - (p K a = 15,74 ved 25 ° C )
H 3 O + / H 2 O(p K a = -1,74 ved 25 ° C )

Surheden eller basiteten af en amfolyt er defineret i forhold til det reagens, som den er forbundet med. Vand er faktisk en base i nærvær af en syre, når et af iltatomets elektroniske par accepterer en proton. Omvendt, hvis et vandmolekyle opgiver en af sine to protoner til en base, opfører det sig som en syre.

Syre-base reaktion

En syre-base reaktion bringer to syre-basepar i spil: syre 1 / base 1 par og syre 2 / base 2 par .

En syre-base-reaktion er en kemisk transformation mellem syren fra et par og basen af et andet syre / basepar gennem en udveksling af H + -ioner . For at afbalancere ligningen af reaktionen, der finder sted mellem de to par, etablerer man halvligningerne forbundet med hver kemiske art, derefter tilføjer man dem for ikke at have mere proton H + (det vil sige få så mange ioner på reagens- og produktsiden).

Den komplette ligning er derfor en lineær kombination af de to specifikke halvligninger for hvert par:

Syre 1 = base 1 + n H +
Base 2 + n H + = syre 2
Syre 1 + base 2 = base 1 + syre 2 (denne ligning kaldes en "ligningsligning".)

Eksempel:

En syreopløsning af ammoniumchlorid (NH 4 + (aq) , Cl - (aq) ) og en basisk natriumhydroxid opløsning (Na + (aq) , HO - (aq) ) bringes sammen. En gas udvikling af ammoniak NH 3 observeres derefter . Na + (aq) og Cl - (aq) ioner deltager ikke i reaktionen: de er tilskuereioner. Der var derfor en overførsel af proton fra syren NH 4 + til basen HO - . Vi skriver derefter:

NH 4 + = NH 3 + H + HO - + H + = H 2 O

Vi har derfor NH 4 + (aq) + HO - (aq) ⇒ NH 3 (g) + H 2 O(l) . Det er balance ligningen af syre-base reaktionen. Ligevægtspositionen afhænger af værdierne for p K a for de pågældende par. I det foreliggende tilfælde, s K a (H 2 O/ HO - )> s K a (NH 4 + / NH 3 ), så reaktionen forskydes til højre (NH 3 er en svag base).

Nogle syre-basepar

Alle syre-base par er skrevet i syre / base form.

Syre-base par	Syre	Baseret
hydronium ion / vand	H 3 O +	H 2 O
vand / hydroxidion	H 2 O	HO -
ethanoesyre ( oxalsyre ) / hydrogenoxalation	C 2 O 4 H 2	HC 2 O 4 -
ion hydrogenoxalate / ion ethandioat	HC 2 O 4 -	C 2 O 4 2–
phosphorsyre / dihydrogenphosphation	H 3 PO 4	H 2 PO 4 -
ion dihydrogenphosphat / ion hydrogenphosphat	H 2 PO 4 -	HPO 4 2–
ion hydrogenphosphat / ion phosphat (eller orthophosphat )	HPO 4 2–	PO 4 3–
kuldioxid / hydrogencarbonation	CO 2, H 2 O	HCO 3 -
ion hydrogencarbonat / ion carbonat	HCO 3 -	CO 3 2–
svovlsyre / hydrogensulfation	H 2 SO 4	HSO 4 -
ion hydrogen / ion sulfat	HSO 4 -	SO 4 2–
svovldioxid / hydrogensulfition	SO 2 , H 2 O	HSO 3 -
ion hydrogensulfitopløsning / ion sulfit	HSO 3 -	SO 3 2–
hydroxylammoniumion / hydroxylamin ion	NH 3 OH +	NH 2 O
dimethylammonium / dimethylaminion	(CH 3 ) 2 NH 2 +	(CH 3 ) 2 NH
methylammonium- / methylamin ion	CH 3 NH 3 +	CH 3 NH 2
phenol / phenolation	C 6 H 5 OH	C 6 H 5 O -
ammonium ion / ammoniak	NH 4 +	NH 3
borsyre / boration	H 3 BO 3	H 2 BO 3 -
hypochlorsyre / hypochlorition	HCIO	CIO -
propansyre / propanoation	C 2 H 5 COOH	C 2 H 5 COO -
ascorbinsyre / ascorbation	C 6 H 8 O 6	C 6 H 7 O 6 -
methansyre ( formisk ) / methanoation ( formiation )	HCOOH	HCOO -
acetylsalicylsyre / acetylsalicylation	C 8 O 2 H 7 COOH	C 8 O 2 H 7 COO -
salpetersyre ( nitrogensyre ) / nitration	HNO 3	NEJ 3 -
salpetersyre / nitrition	HNO 2	NO 2 -
hydrogenfluorid ( vandfri flussyre ) / fluorion	HF	F -
eddikesyre / acetation	CH 3 COOH	CH 3 COO -
ethansyre ( eddikesyre ) / ethanoation ( acetation )	CH 3 COOH (aq)	CH 3 COO - (aq)

Polybaser og polysyrer

Den oxalat ion C 2 O 4 2- og phosphat -ion (eller orthophosphat) PO 4 3- , kan reagere med (hhv.) To eller tre H + -ioner , formular (hhv.) En dibase eller en tribase.

Tilsvarende oxalsyre H 2 C 2 O 4 (HOOC-COOH, oxalsyre) og phosphorsyre H 3 PO 4 , i stand til at dissociere ved frigivelse (hhv.) To eller tre H + -ioner , formular (hhv..) En disyre eller en triacid .

Disse kemiske arter reagerer ved successiv udveksling af H + -ioner (den ene H + ion efter den anden).

De mellemliggende ioner hydrogenoxalate HC 2 O 4 - , dihydrogenphosphat H 2 PO 4 - eller hydrogenphosphat HPO 4 2- derfor amfotere: de er amfolytter.

Specifikke amfolytter

Nogle kemiske arter er amfotere på grund af deres særlige molekylære struktur. Vi skelner for eksempel:

den aminosyre ;
de zwitterioner (eller amphions ).

Aminosyrer har mindst to funktionelle grupper , den ene sure (en carboxylgruppe ), den anden basisk (en amingruppe ).

Zwitterions har to modsatte elektriske ladninger på to forskellige grupper eller to ikke-tilstødende atomer. Afhængig af opløsningens pH bliver den sure eller basiske form dominerende.

Lewis-syrebaseteori

En syre er enhver art, der kan acceptere et par elektroner, der tilbydes af en anden kemisk art under en reaktion. En Lewis-syre er en elektronacceptor (elektrofil).

En Lewis-syre er kendetegnet ved:

en brøkdel af positiv ladning på det centrale atom (på grund af den stærke elektronegativitet af atomerne, der er knyttet til dette centrum);
evnen til at acceptere et ekstra elektronpar.

Eksempler: H + , AlH 3 .

En base er en hvilken som helst art, der har et ikke-bindende elektronpar, og som kan donere et elektronpar til en anden kemisk art under en reaktion. En Lewis-base er derfor en elektrondonor (nukleofil).

Eksempler: NH 3 (en ikke-bindende par), HO - (en ikke-bindende par).

BF 3 er en Lewis-syre, bor bærer en positiv delvis ladning på grund af den meget høje elektronegativitet af fluoratomer, der opsamler borelektronerne mod dem; NH 3 er en base, fordi nitrogen atom bærer et par ikke-bindende elektroner.

Bemærkninger

Et protisk opløsningsmiddel kan tilvejebringe og / eller fange en H + ion . Det spiller derefter syren og / eller basens rolle. Vand, ammoniak , methanol , ethansyre , svovlsyre , etc. , har status som protisk acceptor og protondonoropløsningsmiddel. For hver af dem er der det ækvivalente med det ioniske produkt af vand .
Et opløsningsmiddel såsom et etheroxid (MMR) kan samle en proton, men kan ikke give en. Et sådant opløsningsmiddel har kun én enkelt K a . Der er derfor ikke noget ækvivalent med det ioniske produkt af vand.
Et opløsningsmiddel såsom benzen og pentan kan ikke donere eller acceptere en proton. Det har derfor intet forhold af syre-base-art med dets opløste stoffer .
Vand og protiske opløsningsmidler fungerer enten som en base eller som en syre, fordi de har sure og basiske steder i deres molekylære struktur. Vand kan handle:
- som en base ved at engagere et par frie elektroner fra oxygenatomet;
- som en syre ved at opgive et af dets hydrogenatomer i form af en H + ion .
Den model af syrer og baser, der er foreslået af Brønsted, svarer til den, der er foreslået af Lewis. Lewis syrer og baser model finder interaktionen af en elektrofil ( fx Cu 2+ ion ) og en nukleofil ( fx NH 3 ) til opnåelse af et kompleks . Syre-base-vekselvirkningen i Brønsted-forstand kan betragtes som et specielt tilfælde af den elektrofile-nukleofile vekselvirkning af Lewis-modellen, hvor H + -ionen er elektrofilen, og Brønsted-basen er nukleofilen. Det skal bemærkes, at udtrykkene elektrofil og nukleofil har nogle forskelle med deres anvendelse som elektrofilt centrum og nukleofilt centrum i organisk kemi .
I syre-base-reaktionen i Brønsted-forstand kan en base kun reagere med en H + -ion ved at etablere en kovalent binding med denne ion blottet for elektroner og skal derfor tilvejebringe bindingsparret for den kovalente binding.

Referencer

(da) Læs online [PDF] .

Bibliografi

Danielle Cachau-Herreillat ( pref. Marc Laffitte), eksperimenter med syrebasefamilien lykkes, bruger og kommenterer 50 kemiske manipulationer: praktiske plader , Bruxelles, De Boeck , koll. "LMD Sciences. Kemi ",2009, 3 e ed. , 366 s. ( ISBN 978-2-8041-1891-4 , OCLC 496989855 , online præsentation , læs online ).