Qu’est-ce qu’une base conjuguée

Une base conjuguée est l’espèce chimique qui se forme après la neutralisation d’une molécule d’acide, soit par la perte d’un proton, soit en recevant une paire d’électrons non appariés d’une base de Lewis . En d’autres termes, c’est le produit d’une réaction de neutralisation acido-basique qui provient directement de l’acide d’origine. L’acide et sa base conjuguée sont collectivement appelés une paire acide-base conjuguée.

Considérez la réaction de dissociation de Brønsted-Lowry suivante d’un acide faible :

Dans ce cas, l’acide est le réactif à gauche, HA, tandis qu’à droite se trouvent le proton libéré par l’acide et l’anion, A – , ^restant après que l’acide a perdu son proton.

La raison pour laquelle on l’appelle une « base » conjuguée est que toutes les réactions acido-basiques sont réversibles, même celles impliquant des acides et des bases fortes (seules leurs constantes d’équilibre sont très grandes et les équilibres sont très décalés vers les produits). ). Pour cette raison, ce qui dans un sens représente l’ionisation d’un acide comme dans l’équation précédente, dans le sens opposé représente la protonation d’une base, dans ce cas, l’anion A ^– .

Comment reconnaître une base conjuguée

Du point de vue du concept Brønsted-Lowry des acides et des bases, un acide est toute substance qui, lorsqu’elle est dissoute dans l’eau, est capable de s’ioniser et de donner un proton. Puisqu’il est converti en sa base conjuguée, la seule différence entre un acide et sa base conjuguée est l’absence de proton.

De plus, comme le proton est positif et emporte son glucide avec lui, la base conjuguée se retrouve toujours avec une charge électrique inférieure d’une unité à celle de l’acide respectif. Cela signifie que si l’acide était neutre, alors sa base conjuguée sera négative (chargée -1), tandis que si l’acide est positif, alors la base conjuguée sera neutre, et ainsi de suite.

Bases conjuguées d’acides polyprotiques

Reconnaître la base conjuguée d’un acide monoprotique est généralement simple, cependant, dans le cas des acides polyprotiques, une certaine confusion peut survenir. C’est parce que nous écrivons parfois les réactions de dissociation d’acides comme H ₂ SO ₄ comme perdant les deux protons en une seule étape. Cependant, ce n’est pas ce qui se passe réellement.

Tous les acides polyprototiques subissent des réactions d’ionisation successives et, à chaque réaction, ils sont convertis en une base conjuguée différente. La confusion provient du fait que la première base conjuguée d’un acide polyprotique conserve encore des protons, donc en plus des bases conjuguées, ce sont aussi des acides qui ont leur propre base conjuguée.

L’exemple suivant illustrera cela plus clairement :

Exemple d’acides polyprotiques et de leurs bases conjuguées : acide phosphorique

L’un des meilleurs exemples pour illustrer les équilibres d’un acide polyprotique est peut-être l’acide phosphorique ou H ₃ PO ₄ . Cet acide peut perdre au total trois protons selon les réactions de dissociation réversibles suivantes :

Dans ce cas, l’acide phosphorique (H ₃ PO ₄ ) devient l’ion phosphate dihydrogène (H ₂ PO ₄ ^– ) après avoir perdu un proton, c’est donc sa base conjuguée. En même temps, H ₂ PO ₄ ^– est un acide qui s’ionise dans la deuxième réaction pour devenir l’ion hydrogénophosphate (HPO ₄ ^2- ), donc ce dernier est la base conjuguée de H ₂ PO ₄ ^– , mais pas de H ₃ PO ₄ . Il en est de même de l’ion HPO ₄ ^2- , qui est aussi un acide (en plus d’être la base conjuguée de H₂ OP ₄ ^– ). Lors de la dissociation, il devient l’ion phosphate, qui est sa base conjuguée.

Relation de la base conjuguée à l’acidité de l’acide

La structure de la base conjuguée peut donner des indices sur l’acidité de n’importe quel acide. Analyser la stabilité de cette espèce chimique et la comparer à la stabilité structurelle de l’acide d’origine permet d’expliquer pourquoi certains acides sont plus forts que d’autres.

Parmi les critères de stabilité qui peuvent être appliqués à l’analyse de la structure de l’acide et de sa base conjuguée figurent :

• Octets complets : la théorie des liaisons de Lewis indique que les molécules avec des atomes qui violent la règle de l’octet sont moins stables que celles dans lesquelles tous les atomes ont des octets complets.
• Structures de résonance: Les molécules avec plus de structures de résonance sont plus stables que celles qui en ont moins.
• Aromaticité: Les espèces qui présentent une aromaticité ont tendance à être beaucoup plus stables que celles qui ne sont pas aromatiques, et celles-ci sont plus stables que celles qui sont antiaromatiques.
• Charge totale inférieure : en général, les espèces neutres ont tendance à être plus stables que les espèces ioniques, et lorsque l’on compare les ions, ceux qui ont moins de charge nette ont tendance à être plus stables que ceux qui en ont plus.
• Séparation des charges : lorsque l’on compare deux structures avec la même charge nette, celle avec moins de charges formelles séparées entre plusieurs atomes est plus stable que celles avec plus de charges formelles.
• Localisation des charges formelles : entre deux molécules qui ont les mêmes charges formelles, celle avec les charges négatives sur les atomes les plus électronégatifs et les positives sur les atomes les moins électronégatifs sera plus stable.

La comparaison de l’acide à sa base conjuguée en fonction de ces critères de stabilité permet de déterminer si l’acide préférera être sous sa forme protonée (comme HA par exemple) ou ionisée (comme A- par exemple ⁾ .

Si la base conjuguée est plus stable que l’acide, alors l’acide aura tendance à se dissocier et à être plus fort, alors que dans le cas contraire, ce sera un acide faible.

Exemples de paires de bases acide:conjugué

Voici quelques exemples supplémentaires de différents acides et de leurs bases conjuguées respectives :

• Acide chlorhydrique et anion chlorure (HCl et Cl ^– )
• L’anion bicarbonate et l’anion carbonate (HCO ₃ ^– et CO ₃ ^2- )
• Le cation ammonium et l’ammoniac (NH ₄ ⁺ et NH ₃ )
• Acide sulfurique et bisulfate (H ₂ SO ₄ et HSO ₄ ^– )

Les références

• assolée. (2020, 2 mai). 7.6 : L’échelle de pH . Extrait de https://assolea.org/es/7-6-la-escala-de-ph/
• Brown, T. (2021). Chimie: The Central Science (11e éd.). Londres, Angleterre : Pearson Education.
• Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS et Herranz, ZR (2020). Chimie (10e éd.). New York, NY : MCGRAW-HILL.
• Flowers, P., Theopold, K., Langley, R. et Robinson, W. (2019a). 14.1 Acides et bases de Brønsted-Lowry – Chimie 2e . Extrait de https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/14-1-bronsted-lowry-acids-and-bases
• pH et pOH . (2020, 30 octobre). Extrait de https://espanol.libretexts.org/@go/page/1911