Protolyse

La protolyse ou réaction protolytique est une réaction chimique dans laquelle un proton (ion H ⁺) est transféré entre deux « partenaires de réaction ». Le terme protolyse est souvent utilisé à tort pour décrire la séparation des protons. La protolyse est le processus décisif selon l'importante théorie acide-base de Brønsted. Ensuite, un acide transfère un proton (H⁺) à un partenaire de réaction. Le composé appelé acide agit comme un donneur de protons, la base (souvent l'eau) capte les protons et est donc appelée accepteur de protons. Un équilibre chimique est établi entre les composants de la réaction.

Si le chlorure d'hydrogène gazeux (HCl) est introduit dans l'eau, de l'acide chlorhydrique se forme avec la protolyse. Dans cette réaction d'équilibre, la molécule HCl et l'ion H₃O⁺ sont des donneurs de protons, c'est-à-dire des acides selon Brønsted. H₂O et Cl⁻ agissent comme des accepteurs de protons, ce sont donc des bases selon Brønsted.

\mathrm {H_{2}O\ +\ HCl\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}}

Par exemple, si de l'acide acétique pur (H₃C-COOH) est ajouté à l'eau, H₃O⁺ et l'anion acétate (H₃C-COO⁻) se forment avec la protolyse. Ici, CH₃COOH et H₃O⁺ sont des donneurs de protons, tandis que H₃C-COO⁻ et H₂O sont des accepteurs de protons.

\mathrm {H_{3}C{-}COOH\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}C{-}COO^{-}\ +\ H_{3}O^{+}}

Protolyse du composé biprotonique acide sulfurique dans l'eau :

\mathrm {H_{2}SO_{4}\ +\ 2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ H_{2}O\ +\ HSO_{4}^{-}\rightleftharpoons \ 2\ H_{3}O^{+}\ +\ SO_{4}^{2-}}

Dans cette équation de réaction, les molécules H₂SO₄ et l'ion H₃O⁺ sont des donneurs de protons, c'est-dire des acides selon Brønsted. H₂O et SO₄²⁻ agissent comme des accepteurs de protons, ce sont donc des bases selon Brønsted. HSO₄⁻, qui, selon la direction de la réaction, peut réagir en tant qu'accepteur de protons ou donneur de protons, joue un rôle particulier. Les substances possédant de telles propriétés sont appelées ampholytes.

Si le gaz ammoniac (NH₃) est introduit dans l'eau, il se forme des ions ammonium (NH₄⁺) et des ions hydroxyde (OH⁻). Les donneurs de protons sont ici NH₄⁺ et H₂O, tandis que OH⁻ et NH₃ sont des accepteurs de protons.

\mathrm {NH_{3}\ +\ H_{2}O\;\rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}}

Autoprotolyse

Article détaillé : Autoprotolyse.

L'eau pure subit une autoprotolyse (également appelée « autodissociation »). Cette réaction engendre la formation d'ions oxonium (H₃O⁺) et d'ions hydroxyde (OH⁻). H₂O peut réagir à la fois en tant que donneur de protons (sous forme d'acide) ou en tant qu'accepteur de protons (en tant que base). On parle donc ici aussi d'ampholyte.

\mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}}

L'équilibre de cette réaction va dans le sens indirect, donc dans le sens de la production de l'eau. La constante d'équilibre de la réaction, appelée « produit ionique de l'eau », noté K_e, est d'environ 10^-14 à 298K (25 °C). L'autoprotolyse de l'eau est la raison pour laquelle l'eau chimiquement pure a également au moins une faible conductivité électrique. Une application de l'autoprotolyse pour la séparation des charges électriques se trouve dans le générateur Kelvin lorsqu'il fonctionne avec de l'eau chimiquement pure.

L'autoprotolyse (et donc la valeur du pH) dépend fortement de la température :

Température	K_e / 10^-14 (rapport K_e mesuré / K_e à 25 °C) ^[1]^,^[2]	pK_e	pH neutre
0 ° C	0,11	14,94	7,47
10 ° C	0,29	14,53	7,27
20 ° C	0,68	14,17	7,09
25 ° C	1,01	14.00	7,00
30 ° C	1,47	13,83	6,92
40 ° C	2,92	13,53	6,77
50 ° C	5,47	13,26	6,63
60 ° C	9,6	13.02	6,51
70 ° C	16	12,80	6,40
80 ° C	25	12,60	6.30
90 ° C	37	12,43	6,22
100 ° C	54	12,27	6,14

Modèle de l'autoprotolyse de l'eau

On écrit l'équation-bilan de l'autoprotolyse de l'eau sous la forme suivante :

$\mathrm {\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H^{+}\ +\ OH^{-}}$

Pour la réaction directe, c'est-à-dire la dissociation, il y a formellement une réaction d'ordre 0. Pour la réaction inverse, elle suit une cinétique d'ordre 2.

Autoprotolyse en solutions non aqueuses

En plus de l'eau, d'autres solvants suffisamment polaires peuvent également servir de partenaires de réaction dans les réactions acide-base de Brønsted, par exemple le méthanol ou l'éthanol. Un bon exemple est l'autoprotolyse de l'ammoniac liquide. Les ions ammonium et amide se forment.

\mathrm {2\ NH_{3}\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}\ +\ NH_{2}^{-}}

Produit ionique = 10⁻³²

Des réactions analogues sont également connues dans l'acide sulfurique concentré :

\mathrm {2\ H_{2}SO_{4}\ \rightleftharpoons \ H_{3}SO_{4}^{+}\ +\ HSO_{4}^{-}}

Produit ionique = 10⁻⁴

De même pour le fluorure d'hydrogène :

\mathrm {3\ HF\ \rightleftharpoons \ H_{2}F^{+}\ +\ HF_{2}^{-}}

Produit ionique = 10^-10,7 (0°C)

v · m Acides et bases
Acidité et basicité	pH Réaction acido-basique Titrage acido-basique Extraction acido-basique Constante de dissociation Constante d'acidité / de basicité Fonction d'acidité Puissance acide Solution tampon Affinité protonique Autoprotolyse Autoprotolyse de l'eau Protolyse Ampholyte Principe HSAB Échelle de Hammett Liste d'acides Nomenclature des acides Solution acide Solution basique
Théories des acides et des bases	Théorie d'Arrhenius Théorie de Brønsted-Lowry Théorie de Lewis Acide de Lewis Base de Lewis
Types d'acide	Acide minéral Acide organique Acide fort Superacide Acide faible Acide dur Acide mou Monoacide Polyacide Acide conjugué Acide solide
Types de base	Base minérale Base organique Base forte Superbase Base faible Base dure Base molle Monobase Polybase Base conjuguée Base non nucléophile

Autoprotolyse

Modèle de l'autoprotolyse de l'eau

Autoprotolyse en solutions non aqueuses

Articles connexes

Références

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