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Leçon n° 18 : ACIDES CARBOXYLIQUES

 

Cette leçon comporte cinq paragraphes.

 

1- DEFINITION ET NOMENCLATURE D'UN ACIDE CARBOXYLIQUE


· 1-1 Définition d'un acide organique (acide carboxylique)

Un acide carboxylique est une molécule possédant le groupe carboxyle :

(1)

· 1-2 Nomenclature des acides carboxyliques

Le nom des acides carboxyliques dérive du nom des alcanes. (revoir la leçon 12)

La terminaison - e de l'alcane est remplacée par la terminaison - oïque. (2)

On numérote mentalement les atomes de carbone de la chaîne principale pour avoir le chiffre le plus petit, soit 1, sur le carbone portant le groupe caractéristique - COOH.

Ce nom est précédé du terme acide

Exemples :

· HCOOH est l'acide méthanoïque.

· CH3 - COOH est l'acide éthanoîque

· CH3 - CH2 - COOH est l'acide propanoïque.

· CH3 - CH(CH3) - COOH est l'acide 2-méthylpropanoïque.

· CH3 - CH(C2H5) - CH2 - COOH est l'acide 3-éthylbutanoïque.

· CH3 - CH2 - CH(C2H5) - CH2 - COOH est l'acide 3-éthylpentanoïque.

 

2- OBTENTION D'UN ACIDE CARBOXYLIQUE


·
Dans la leçon précédente nous avons vu que l'on pouvait préparer un acide organique par oxydation ménagée d'un alcool primaire ou d'un aldéhyde.

alcool primaire R - CH2OH aldéhyde R - CHO acide carboxylique R - COOH (3)

· Le vinaigre contient, notamment, des molécules d'acide éthanoïque CH3COOH.

Des bactéries du genre Acetobacter au contact de l'air qui amène O2 permettent la transformation de l'éthanol en acide éthanoïque , et donc transforme le vin en vin aigre (vinaigre). (4)

 

3- SOLUBILITE DES ACIDES CARBOXYLIQUES - pH D'UNE SOLUTION AQUEUSE


· 3-1 Miscibilité des acides carboxyliques avec des liquides organiques

Les acides carboxyliques sont miscibles avec beaucoup de solvants organiques comme les alcools ou l'éther.


· 3-2 Solubilité des acides carboxyliques dans l'eau

Les premiers acides organiques (acides méthanoïque, éthanoïque, propanoïque, butanoïque) sont solubles dans l'eau en toutes proportions. Ils sont ensuite partiellement solubles dans l'eau si leur nombre d'atomes de carbone n'excède pas 9. Les acides carboxyliques ayant plus de 9 atomes de carbone ne sont plus solubles dans l'eau.

Prenons comme exemple l'acide éthanoïque CH3 - COOH. Non seulement il se mélange parfaitement avec l'eau H2O mais il réagit partiellement avec elle :

CH3 - COOH (aq) CH3 - COO - (aq) + H + (aq) (5)

acide éthanoïqueion éthanoate

H2O + H + (aq) H3O + (aq) (6)

Eau ion oxonium

Ajoutons les demi-équations (5) et (6) :

CH3 - COOH + H2OCH3 - COO - + H3O + (7)

La double flèche de l’équation-bilan (7) indique que la réaction a lieu dans les 2 sens. Les " 2 " réactions, inverses l’une de l’autre, se déroulent simultanément, avec des vitesses égales, en maintenant le système chimique en équilibre. Les quatre espèces chimiques coexistent.


4- pH D'UNE SOLUTION AQUEUSE


· 4-1 pH d'une solution aqueuse d'acide carboxylique

La réaction CH3 - COOH + H2OCH3 - COO - + H3O + (7) montre que la mise d'acide dans l'eau fait apparaître des ions oxonium H3O +. Plus la quantité d'acide apporté pour former 1 litre de solution aqueuse sera importante plus on verra apparaître d'ions oxonium H3O +.

La concentration [ H3O + ] est mesurée par le pH de la solution :

[ H3O + ] en mole / L à 25 °C (8)

pH (9)

10 - 6

6

10 - 5

5

10 - 4

4

10 - 3

3

10 - 2

2

10 - 1

1

Un pH-mètre (appareil électronique) permet de mesurer le pH d'une solution . Si, à 25 °C, on trouve pH = 2 on peut dire que [ H3O + ] = 10 - 2 en mole / L. La solution est assez nettement acide.


· 4-2 pH de l'eau pure à 25 °C

Si on plonge la sonde d'un pH-mètre dans de l'eau pure à 25 °C il donne pH = 7. (10)

Par conséquent l'eau pure H2O contient déjà un tout petit peu d'ions oxonium H3O +. Expliquons cela sous forme d'exercice.

Enoncé

Expliquez pourquoi l’eau parfaitement pure contient non seulement des molécules H2O mais aussi des ions oxonium (hydronium) H3O+ et hydroxyde OH -. Un pH-mètre indique pH = 7 à 25 °C.

Solution

Les molécules d’eau s’agitent. Lors de certains chocs une molécule d’eau peut céder un proton H + à une autre molécule d’eau. La première se transforme en ion hydroxyde OH -, alors que la seconde donne naissance à un ion oxonium (hydronium) H3O + :

H2O + H2O OH - + H3O + (11)

La double flèche de l’équation-bilan (11) indique que la réaction a lieu dans les 2 sens. Les " 2 " réactions, inverses l’une de l’autre, se déroulent simultanément, avec des vitesses égales, en maintenant le système chimique en équilibre. Les quatre espèces chimiques coexistent. Néanmoins, les molécules H2O sont ultra majoritaires. 

On obtient (11) en additionnant (11 bis) et (11 ter).

H2O OH - + H + (11 bis)

H2O + H + H3O + (11 ter)

Cette réaction d’autoprotolyse de l'eau (11) fournit autant d’ions H3O+ que d’ions OH -. Elle en fournit très peu.

Dans l'eau pure, le pH-mètre indiquant pH = 7 on en déduit que [ H3O+ ] = 10 - 7 mol / L = [ OH - ] à la température de 25 °C. (12)

· La réciproque n’est pas vraie, une solution aqueuse peut avoir un pH = 7 et ne pas être de l’eau pure.

Par exemple l'eau salée contenant les ions Na + ( passifs ) et Cl - ( passifs ) a un pH = 7 mais n'est pas pure. (13)

· Le produit ionique de l'eau [ H3O+ ] x [ OH - ] = 10 - 14 à la température de 25 °C est vérifié dans n'importe quelle solution aqeuse. (14)

A 25 °C, on a [ H3O + ] [ OH - ] = 10 - 14 dans toute solution aqueuse. (14)

 


· 4-3 pH d'une solution basique de soude

Si au lieu d'ajouter un acide à l'eau on ajoute une base comme, par exemple, de la soude (hydroxyde de sodium) alors le pH-mètre indique une valeur de pH pouvant aller de 7 à 14 selon la concentration en soude de la solution aqueuse.

En effet la soude amène des ions Na+ passifs et des ions hydroxyde OH - basiques qui, d'après la relation (14), vont faire chuter [ H3O + ] vers 10 - 8 mole / L ou 10 - 9 mole / L ...... 10 - 14 mol / L. (15)

 

5- LIEN ENTRE LE pH ET L’ACIDITE OU LA BASICITE D’UNE SOLUTION AQUEUSE

· A 25 °C, on a [ H3O + ] [ OH - ] = 10 - 14 dans toute solution aqueuse (14 bis)

mol / L à 25 ° C

A 25 °C

· Une solution aqueuse est dite neutre si elle contient autant d’ions oxonium H3O + que d’ions hydroxyde HO - (16)

[ H3O + ] = [ OH - ] = 10 - 7

pH = 7 neutre

· Une solution est dite acide si elle contient plus d’ions H3O + que d’ions HO - (17)

[ H3O + ] > [ OH - ]

pH < 7 acide

· Une solution est dite basique si elle contient plus d’ions HO - que d’ions H3O + (18)

[ OH - ] > [ H3O + ]

pH > 7 basique

(19)

· A 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7.

 

 

[ H3O + ] en mole / L à 25 °C

(8)

pH

(9)

[ OH - ] en mole / L à 25 °C

(20)

10 - 6

6

10 - 8

10 - 5

5

10 - 9

10 - 4

4

10 - 10

10 - 3

3

10 - 11

10 - 2

2

10 - 12

10 - 1

1

10 - 13

· A 25 °C, on a [ H3O + ] [ OH - ] = 10 - 14 dans toute solution aqueuse (14 bis)

A VOIR :

Exercice 18-A : Connaissances du cours n° 18.

Exercices 18-B : Composés organique oxygénés - Alcool benzylique et acide benzoïque.

Exercice 18-C : Hémisynthèse de l'aspirine.

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