Pourquoi HF est-il un acide faible, alors que le reste des acides hydrohaliques sont forts ? On pourrait supposer à juste titre que le fluor est très électronégatif, donc que la liaison H-F est très polaire et qu’on peut s’attendre à ce que HF se dissocie facilement en solution ; ce raisonnement n’est pas faux, mais l’argument de l’électronégativité est éclipsé par des considérations de taille ionique. Rappelez-vous la tendance périodique selon laquelle la taille ionique augmente au fur et à mesure que l’on descend dans le tableau périodique. Comme le fluor se trouve au sommet des halogènes, l’ion F- est le plus petit des halogénures ; ses électrons sont donc concentrés autour de son noyau et, par conséquent, la liaison H-F est relativement courte. Les liaisons plus courtes sont plus stables, et donc la liaison H-F est plus difficile à rompre.
Lorsque nous descendons vers le chlore, cependant, la tendance change. Le chlore est plus gros et possède plus d’électrons, et donc la liaison H-Cl est plus longue et plus faible. En présence d’eau, les attractions électrostatiques entre l’oxygène partiellement négatif de l’eau et l’hydrogène partiellement positif sur H-Cl sont suffisamment fortes pour rompre la liaison H-Cl, et les ions se dissocient en solution.
Le même raisonnement s’applique pour HBr et HI. Ces acides sont encore plus forts que le HCl car les ions Br- et I- sont encore plus grands. Ainsi, les liaisons H-Br et H-I sont encore plus faibles, et ces composés se dissocient également facilement en solution.
Nom des acides binaires
Les noms des acides binaires commencent par « hydro- » suivi du nom de l’autre élément, modifié pour se terminer par « -ic ». Par exemple, HCl est nommé acide chlorhydrique.
Les acides binaires sont l’une des deux classes d’acides, la seconde étant les oxoacides (ou oxyacides), qui sont constitués d’hydrogène, d’oxygène et d’un troisième élément, qui est souvent un non-métal.
Oxoacides
Un oxoacide est un acide qui contient de l’oxygène.
Objectifs d’apprentissage
Discuter des tendances périodiques qui aident à déterminer la force des oxoacides.
Points clés
Points clés
- L’électronégativité de l’atome central ‘et le nombre d’atomes d’oxygène déterminent l’acidité de l’oxoacide.
- Les acides carboxyliques sont une sous-classe importante d’oxoacides organiques et le type le plus commun d’acide organique.
- Les acides carboxyliques sont caractérisés par la présence d’au moins un groupe carboxyle et ont une formule générale de R-COOH, où R est un quelconque groupe fonctionnel monovalent.
Termes clés
- oxyacide : un acide contenant de l’oxygène, par opposition à un hydracide (oxoacide)
- acide carboxylique : toute classe de composés organiques contenant un groupe fonctionnel carboxyle (un carbone avec une double liaison à un oxygène et une liaison simple à un autre oxygène, qui est à son tour lié à un hydrogène)
Un oxoacide (parfois appelé oxyacide ) est un acide qui contient de l’oxygène. Plus précisément, un oxoacide est un acide qui :
- contient de l’oxygène
- contient au moins un autre élément
- a au moins un atome d’hydrogène lié à l’oxygène
- forme un ion par la perte d’un ou plusieurs protons en solution.
Les exemples d’oxoacides comprennent :
- Acides carboxyliques
- Acide sulfurique
- Acide nitrique
- Acide phosphorique
Les oxoacides halogénés comprennent l’acide hypochloreux (HOCl) ; l’acide chloreux (HOClO) ; l’acide chlorique (HOClO2) ; l’acide oerchlorique (HOClO3) ; acide oerbromique (HOBrO3)
Tous les oxacides ont l’hydrogène acide lié à un atome d’oxygène, donc la force de liaison (longueur) n’est pas un facteur, similaire aux acides binaires non métalliques ; au lieu de cela, le principal facteur déterminant pour la force relative d’un oxacide a à voir avec l’électronégativité (X) de l’atome central, ainsi que le nombre d’atomes O autour de cet atome central.
Acide sulfurique : Des gouttes d’acide sulfurique (acide sulfurique), un oxoacide concentré, déshydratent rapidement un morceau de serviette en coton.
Electronégativité de l’atome central
Considérons les oxyacides simples HOI (acide hypoiodé), HOBr (acide hypobromeux) et HOCl (acide hypochloreux). Ces acides peuvent être classés dans l’ordre de leurs pKavalues et, par extension, de leurs forces relatives :
HOCl pKa = 7,5 < HOBr pKa = 8,6 < HOI pKa = 10,6
Rappelons que les plus petites valeurs de pKa correspondent à une plus grande force de l’acide. Par conséquent, HOCl est l’acide le plus fort et HOI est le plus faible, et la force de l’acide diminue à mesure que l’halogène central descend dans le tableau périodique.
La force de l’acide est déterminée par l’électronégativité de l’atome central par rapport aux atomes environnants dans la molécule. Comme Cl est le plus électronégatif, il attire vers lui la majeure partie des électrons de la molécule de HOCl ; comme H et Cl se trouvent aux extrémités opposées de la molécule, Cl attire les électrons de la liaison H-O, l’affaiblissant ainsi. Plus la liaison H-O est faible, plus le H+ peut s’ioniser facilement dans l’eau, et plus l’acide est fort.
Nombre d’atomes d’oxygène autour de l’atome central
Considérez la famille des chlorooxoacides, qui sont classés ci-dessous par ordre de valeurs de pKa :
HOClO3 pKa = -8 < HOClO2 pKa = -1.0 < HOClO pKa = 1,92 < HOCl pKa = 7,53
L’acide le plus fort est l’acide perchlorique à gauche, et le plus faible est l’acide hypochloreux à l’extrême droite. Remarquez que la seule différence entre ces acides est le nombre d’oxygènes liés au chlore. Plus le nombre d’oxygènes augmente, plus la force de l’acide augmente ; là encore, cela est lié à l’électronégativité. L’oxygène est un élément hautement électronégatif, et plus il y a d’atomes d’oxygène présents, plus la densité électronique de la molécule sera arrachée à la liaison O-H, ce qui l’affaiblira et créera un acide plus fort.
Acides carboxyliques
Les acides carboxyliques sont une sous-classe importante d’oxoacides organiques, caractérisés par la présence d’au moins un groupe carboxyle. La formule générale d’un acide carboxylique est R-COOH, où R est un groupe fonctionnel monovalent. Un groupe carboxyle (ou carboxy) est un groupe fonctionnel constitué d’un carbonyle (RR’C=O) et d’un hydroxyle (R-O-H), qui a la formule -C(=O)OH, habituellement écrite comme -COOH ou -CO2H.
Un acide carboxylique : Les acides carboxyliques sont des oxoacides organiques caractérisés par la présence d’au moins un groupe carboxyle, qui a la formule -C(=O)OH, habituellement écrite comme -COOH ou -CO2H.
Les acides carboxyliques sont le type le plus commun d’acide organique. Parmi les exemples les plus simples, on trouve l’acide formique H-COOH, que l’on trouve chez les fourmis, et l’acide acétique CH3-COOH, qui donne au vinaigre son goût aigre. Les acides comportant deux ou plusieurs groupes carboxyle sont appelés dicarboxyliques, tricarboxyliques, etc. L’exemple dicarboxylique le plus simple est l’acide oxalique (COOH)2, qui n’est constitué que de deux carboxyles reliés entre eux. L’acide mellitique est un exemple d’acide hexacarboxylique. D’autres exemples naturels importants sont l’acide citrique (dans les citrons) et l’acide tartrique (dans les tamarins).
Les sels et les esters d’acides carboxyliques sont appelés carboxylates. Lorsqu’un groupe carboxyle est déprotoné, sa base conjuguée, un anion carboxylate, se forme. Les ions carboxylate sont stabilisés par résonance, et cette stabilité accrue rend les acides carboxyliques plus acides que les alcools. Les acides carboxyliques peuvent être considérés comme des formes réduites ou alkylées de l’acide de Lewis dioxyde de carbone ; dans certaines circonstances, ils peuvent être décarboxylés pour donner du dioxyde de carbone.
Réaction de l’acide sulfurique et de l’éponge au ralenti par Slow Mo Lab : L’acide sulfurique dissout une éponge au ralenti
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