Acides et Bases: (Introduction) Chimie 12 Chapitre 8

Qu’est-ce qu’un acide? Acide: un composé qui forme des ions d’hydrogène H+ (aq) quand c’est dissout dans l’eau ex: HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq) À noter: les acides doivent être dissout dans l’eau pour produire des ions H+. Vérifiez pour le symbole (aq) aqueux qui indique que l’acide est dissout dans l’eau. Comment les identifier: Hydrogène + un non-métal avec le symbole (aq)

Essayons! Nommez les acides suivants: HF (aq) HBr (aq) HI (aq) acide fluorhydrique HBr (aq) acide bromhydrique HI (aq) acide iodhydrique

Essayons! Nommez les acides suivants: H2CO3 (aq) H2SO4 (aq) H2SO3 (aq) Acide carbonique (ion polyatomique carbonate) H2SO4 (aq) Acide sulfurique (ion polyatomique sulfate) H2SO3 (aq) Acide sulfureux (ion polyatomique sulfite)

Acides: Nom à formule Déterminez l’anion (non-métal ou ion polyatomique) présent du nom. “-hydrique” dans le nom, c’est H avec un non-métal “-ique” ou “-eux” dans le nom, c’est H avec un ion polyatomique La première partie de la formule est toujours un H + ex. Acide phosphorique phosphorique ------> phosphate --------> PO4 3- acide -------> hydrogen --------> H 1+ H PO4 1+ 3- Formule -------> H3PO4(aq)

Nommez les acides avec les ions polyatomiques On écrit “acide” Ensuite, la première partie du nom est le nom de l’ion polyatomique raccourci avec une des terminaisons suivantes: - ique si le nom de l’ion polyatomique se termine en -ate - eux si le nom de l’ion polyatomique se termine en -ite. ex. HNO3(aq) (ion polyatomique nitrate) = acide nitrique ex. HNO2(aq) (ion polyatomique nitrite) = acide nitreux

Nommer les acides avec les non-métaux (anions simples) ex. HCl (aq) Tu vas savoir que c’est un acide à cause du (aq) Écrivez “acide” Écrivez le nom raccourci du non-métal (ex. chlor) Ajoutez la terminaison “-hydrique” HCl (aq) = acide chlorhydrique

Essayons! Écrivez la formule pour: Acide chromique Anion = chromate CrO42-, Cation = H 1+ H CrO4 1+ 2- 1+ Formule: H2CrO4 (aq)

Qu’est-ce qu’une base? Base: un composé qui forme des ions d’hydroxyde OH- (aq) lorsque dissout dans l’eau ex. NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) Comment les identifier: Métal + ion d’hydroxyde ion (OH-) avec le symbole (aq)

Nommer les bases Facile! Nommer “hydroxyde”, ajoute “de” puis nommer le cation (comme on faisait déjà avec les composés ioniques) Tu vas savoir que c’est une base si tu vois le (aq) ex. NaOH (aq) Hydroxyde de sodium ex. Ca(OH)2 (aq) Hydroxyde de calcium

Essayons! Nommez la base suivante: KOH (aq) hydroxyde de potassium

Propriétés des acides: Tourne le papier tournesol bleu à rouge Neutralisent les solutions basiques Réagissent avec certains métaux pour produire de l'hydrogène gazeux Réagissent avec des composés de carbonate pour produire du gaz dioxyde de carbone Avoir un goût amer Sont des électrolytes Ont un pH inférieur à 7

Acides Common: Acide Sulfurique H2SO4 Acide Nitrique HNO3 Acide Phosphorique H3PO4 Acide Hydrochlorique HCl Acide Acetique CH3COOH Acide Carbonique H2CO3 Acide de pile (battery) Utilisé pour fabriquer Des explosives Arôme alimentaire Acide d’estomac Vinaigre Eau carboné

Propriétés des Bases: Tourne le papier tournesol rouge à bleu Tourne le phenolphthalein incolore à rose Neutralisent les solutions acidiques Ont un goût amer Sont des électrolytes Sont glissantes au toucher Ont un pH supérieur à 7

Bases Common: Hydroxide de sodium NaOH Hydroxide de potassium KOH Hydroxide de Magnesium Mg(OH)2 Hydroxide de Calcium Ca(OH) 2 Ammoniac NH3

Acides et Bases: (Introduction 2.0) Chimie 12 Chapitre 8

1. Théorie d’Arrhenius : Un acide est une substance qui produit des ions H+ en solution (H+ est toujours combiné avec au moins une molécule d’eau pour produire l’ion hydronium, H3O+) HCl(g) + H2O(l) → H3O+ (aq) + Cl-(aq) Une base est une substance qui produit des ions OH- (hydroxide) en solution. NaOH(s) + H2O(l) → Na+ (aq) + OH-(aq) 17

Limitations de la théorie d’Arrhenius: Acides (come HCl) sont capable d’être neutralisé par NaOH pour produire de l’eau: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O(l) NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) Mais qu’est-ce qui arrive avec une base comme NH3….. Cette théorie ne fonctionne pas toujours!! 18

2. Théorie Bronsted-Lowry : Un acide est une substance dont on peut enlever un proton (H+ ion)(donnor). Une base est une substance qui peut accepter un proton d’un acide (H+ ion) (acceptor). H2O+HCl H3O++Cl- 19

Les Paires acide-base conjugées Conjugé = “linked together” Un acide conjugé est la substance qui a accpeté le/les protons (H+) Une base conjugée est une substance qui a perdue un proton (H+) Chaque acide a une base conjugée et chaque base a un acide conjugé. 20

Exemple

Exemple

Combien de protons peuvent être perdus? Les acides de Bronsted-Lowry peuvent être: Acides Monoprotique sont capable de perdurent un proton: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) HNO3(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NO3-(aq) Acides Diprotique sont capable de perdurent plus qu’un proton (dans plus qu’une étape): H2SO4(aq) + H2O(l)  HSO4-(aq) + H3O+(aq) HSO4-(aq) + H2O(l)  SO42-(aq) + H3O+(aq)

Amphotérique: Substances qui peuvent agir comme un acide dans une réaction et comme une base dans une autre réaction. Exemple: carbonate d’hydrogène ( HCO3-) HCO3- + OH- < -- > CO3-2 + H2O (donates un H+, alors agit comme un acide) HCO3- + H3O+ < -- > H2CO3 + H2O (accepte un H+, alors agit comme une base)

3. Théorie de Lewis : Une réaction de Acide/base est une donation d’une paire d’électron pour créer une nouvelle liaison covalente. Un acide Lewis est une substance, comme l’ion H+ , qui peut accepter une paire d’électron libre (non-bonding (lone) electrons). Un acide Lewis est un electron-pair acceptor. Une Base Lewis est une substance, comme l’ion OH- , qui peut donner une paire d’électron libre (pair of non-bonding electrons). Une base Lewis est un electron-pair donor. 25

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