Acide organique

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Un acide organique est un composé organique présentant des propriétés acides, c'est-à-dire capable de libérer un cation (ion chargé positivement) H+, ou H3O+ en milieux aqueux.

Caractéristiques générales[modifier | modifier le code]

Les acides organiques sont en général plus faibles que les acides minéraux : il ne se dissocient pas totalement dans l'eau, contrairement à ces derniers. Les acides organiques à masse moléculaire faible, tels que l'acide formique ou l'acide lactique sont miscibles dans l'eau, mais ceux avec une masse moléculaire élevée (composés aromatiques, composés à longue chaine carbonée) , comme l'acide benzoïque ne sont que très peu solubles dans l'eau. Au contraire, la plupart des acides organiques sont très solubles dans les solvants organiques, avec néanmoins quelques exceptions, dans le cas de la présence se substituants affectant la polarité du composé. L'acide paratoluènesulfonique (APTS) est un acide relativement fort très souvent utilisé en chimie organique car capable de se dissoudre dans les solvants organiques.

Groupes d'acides organiques[modifier | modifier le code]

Les acides organiques les plus courants sont les acides carboxyliques, dont l'acidité est due à un groupe carboxyle –COOH, et qui sont en général des acides faibles. On compte également dans cette catégorie les acides sulfoniques, porteur d'un groupe –SO2OH, qui sont eux des acides relativement forts. D'autre groupes organiques peuvent conférer des propriétés acides, en général faibles : hydroxyle (–OH), sulfhydryle (–SH), énol ou groupe phénol. Ces derniers, en général des acides très faibles, sont d'autant plus forts que leur base conjuguée est stable. Ainsi le phénol ou l'acétoacétate d'éthyle possèdent des propriétés acides grâce à la stabilisation de leur base conjuguée, ou l'acide ascorbique, qui ne comporte aucun groupe acide organique habituel, mais réagit par une fonction énol, et dont la base conjuguée énolate est stabilisée par mésomérie est plus fort que de nombreux acides carboxyliques.

Acides carboxyliques[modifier | modifier le code]

Structure générale des acides carboxyliques
Article détaillé : Acide carboxylique.

Les acides carboxyliques, bien que généralement des acides faibles, sont tout de même en général beaucoup plus acides que la plupart des autres acides organiques, comme par exemple les alcools. Leur acidité croit en fonction de la présence de groupes électro-attracteurs dans le voisinage du groupe carboxyle (positions α, β ou γ) qui stabilisent leur base conjuguée. L'acide trifluoroacétique ou l'acide trichloroacétique sont des acides bien plus fort que l'acide lactique, qui est lui-même plus fort que l'acide acétique. Les acides carboxyliques avec une chaîne carbonée de 1 à 3 atomes de carbone ont une odeur piquante, sont corrosifs pour la peau humaine et très soluble dans l'eau. Les acides carboxyliques avec une chaîne carbonée de 4 à 9 atomes de carbone ont une forte odeur rance, l'exemple le plus connu étant l'acide butyrique, responsable de l'odeur de beurre rance. Les acides carboxyliques avec plus de 10 atomes de carbone sont des solides cireux (acides gras), inodores et quasiment insolubles dans l'eau.

Acides benzoïques[modifier | modifier le code]

Les acides benzoïques sont une sous-classe d'acides carboxyliques, dans laquelle le groupe carboxyle est lié à un noyau benzénique qui facilite la stabilisation de la base conjuguée et les rend donc en général plus acides que les acides carboxyliques non aromatiques. Le plus simple composé de cette classe est l'acide benzoïque. La plupart des acides benzoïques sont peu solubles, voire insolubles dans l'eau.

Alcools, énols, phénols[modifier | modifier le code]

Structure de l'acide ascorbique, un énol.
Articles détaillés : alcool, énol et phénol.

Les alcools non substitués ont une acidité très faible. Les phénols et les naphtols, ont par contre, de par leur structure aromatique, une forte stabilisation par résonance de leur base conjuguée (phénolate ou naphtolate) et sont donc facilement déprotonés ; le phénol a ainsi un pKA de 9,9, ce qui fait de lui un acide faible, mais est bien plus acide que les alcanols, tels que l'éthanol (pKA de 16). Les substituants avec un effet -I ou -M augmente la stabilisation de la charge négative de la base conjuguée et augmentent la force de l'acide[1]. Ceci peut résulter en des acides organiques relativement forts, comme l'acide picrique (pkA de 0,38, base conjuguée stabilisée par trois groupes nitro, ayant un effet -M) ou encore le pentachlorophénol (effet -I du chlore). Pour certains substituants, comme les atomes d'halogènes ou les groupes nitro, les deux effets peuvent se conjuguer — mais parfois dans de sens opposés. L'acide ascorbique, un ènediol, a un pKA de 4,2, ce qui le rend plus acide que l'acide acétique (pKA de 4,8).

Thiols[modifier | modifier le code]

Article détaillé : thiol.

Les thiols sont les équivalents soufrés des alcools. Ils sont en général plus acides que leurs équivalents alcools, l'ion thiolate étant plus stable que l'alcoolate. C'est par exemple le cas pour l'éthanethiol (pKA de 12), bien plus acide que l'éthanol (pKA de 16).

Esters d'acide sulfurique et acides sulfoniques[modifier | modifier le code]

Structure de l'acide paratoluènesulfonique, un acide sulfonique.

Les monoesters de l'acide sulfurique et les acides sulfoniques ont des acidités comparables à celle de l'acide sulfurique. Cela est du à l'effet +I qui se propage le long de la chaîne alkyle et stabilise l'anion résultant. L'acide paratoluènesulfonique (APTS) a un pKA d'environ 0,7, l'ester du dodécanol (alcool laurylique) et de l'acide sulfurique, le « sulfate de lauryle » un pKA de -0,09.

Composés acides CH et NH[modifier | modifier le code]

Exemples[modifier | modifier le code]

Classe Groupe fonctionnel acide représentation pKA à 25 °C
Acide carboxylique Carboxyle: R–COOH Acide acétique Acide acétique 4,8
Acide carboxylique
substitué
Carboxyle: R–CHxXy–COOH Acide trifloroacétique Acide trifluoroacétique 0,23 [2]
Acide benzoïque Carboxyle: Ar–COOH Acide benzoïque Acide benzoïque 4,2 [2]
Alcool Hydroxyle: R–OH éthanol Éthanol 16
Phénol Hydroxyle : Ar–OH
(Ar=Aryle)
Phénol Phénol 9,9 [3]
Naphtol Hydroxyle : Ar–OH
(Ar=Aryle)
α-naphtol α-naphtol 3,7 [3]
Phenol substitué
(Substituant avec effet -I
comme un halogène, nitro)
Hydroxyle : O2N–Ar–OH
(Ar=Aryle)
acide picrique Acide picrique 0,4 [3]
Énol Hydroxyle (Énol) : C=C–OH Acide L-ascorbique Acide ascorbique 4,2
Thiol R–SH Éthanethiol Éthanethiol 12 [4]
Ester sulfurique
(Sulfate)
R–O–SO3H Sulfate de lauryle −0,09
[5]
Acide sulfonique R–SO3H H3C–SO3H acide méthylsulfonique −1,9[6]
Acide sulfonique R–Ar–SO3H
(Ar=Aryle)
H3C–C6H4–SO3H acide paratoluènesulfonique ~ 0,7 [7]
Phosphate R–O–PO(OH)2 Adénosine monophosphate 3,3 [2]
Phosphononate R–PO(OH)2 H3C–PO(OH)2 acide méthylphosphonique 2,35
Composé acide C-H
Alcyne
H–C\equivC–R Éthyne Éthyne 25
Composé acide C-H
Nitroalcane
O2N–CRR'–H Nitroéthane Nitroéthane 8,6 [8]
Composé acide C-H
β-dicarbonyle
RC=OCH2C=OR' Acétylacétone Acétylacétone ≈ 9 [9]
Composé acide N-H
Imide
R–(CO)2N–H Phtalimide Phtalimide 8,3[10]
Acide inorganique, pour comparaison
Acide minéral HO–SO2–OH Acide sulfurique Acide sulfurique −3

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. (de) Alfons Hädener, Heinz Kaufmann: Grundlagen der organischen Chemie. Springer, 2006, ISBN 978-3-7643-7040-4
  2. a, b et c (en)pKa Data Compiled by R. Williams
  3. a, b et c (de)C. Lüders: Entwicklung von Analysenverfahren und Referenzmaterialien für die Bestimmung von Phenolen in umweltrelevanten Matrices, Dissertation an der Humboldt-Universität zu Berlin, 12. Oktober 1999
  4. (de)ChemieOnline Buchstabe E (Ethylmercaptan)
  5. (en)P.H. Stahl, C.G. Wermuth: Handbook of Pharmaceutical Salts: Properties, Selection, and Use, 2002, Helvetica Chimica Acta, ISBN 3-906390-26-8
  6. (en) Kurt Kosswig, Sulfonic Acids, Aliphatic, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co, coll. « Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry » (DOI 10.1002/14356007.a25_503)
  7. (de)ChemieOnline Buchstabe P
  8. (de)ChemieOnline Buchstabe N
  9. (de)ChemieOnline Buchstabe A
  10. (de)Hans Beyer et Wolfgang Walter: Organische Chemie, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 1984, p. 521, (ISBN 3777604062)