Bonjour. Pour comprendre une séparation acide-base, il faut voir le pH comme un paramètre qui contrôle l’état d’ionisation d’une molécule.
Nous considérerons deux bases organiques fictives, A et B, possédant chacune une fonction amine.
Pour leurs acides conjugués :
A-H⁺ : pKa = 6,0
B-H⁺ : pKa = 9,0
L’objectif est de déterminer s’il existe une région de pH dans laquelle A et B présentent des états d’ionisation suffisamment différents pour être séparés par partage entre une phase aqueuse et une phase organique.
- Structure fonctionnelle et état de protonation
Une base organique contenant une amine peut accepter un proton :
B + H⁺ ⇌ BH⁺
La forme B est neutre.
La forme BH⁺ est chargée positivement.
En règle générale :
pH < pKa → la forme protonée BH⁺ domine.
pH > pKa → la forme neutre B domine.
La forme ionisée est généralement plus compatible avec une phase aqueuse, tandis que la forme neutre peut avoir davantage d’affinité pour une phase organique.
Il s’agit toutefois d’une tendance générale : le comportement réel dépend également de la structure moléculaire et du solvant utilisé.
- Henderson-Hasselbalch
Pour une base et son acide conjugué :
pH = pKa + log([B]/[BH⁺])
On peut en déduire la fraction sous forme neutre :
fB = 1 / (1 + 10^(pKa − pH))
et :
% neutre = 100 / (1 + 10^(pKa − pH))
La fraction protonée est simplement :
fBH+ = 1 − fB
Calculons les distributions de A et B.
À pH 5,0 :
A, pKa 6,0 :
fA = 1 / (1 + 10^(6−5))
= 1/11
≈ 0,091
A est donc environ 9,1 % neutre et 90,9 % protonée.
B, pKa 9,0 :
fB = 1 / (1 + 10^(9−5))
≈ 0,00010
B est environ 0,01 % neutre et 99,99 % protonée.
À pH 6,0 :
A = 50 % neutre.
B :
1 / (1 + 10³)
≈ 0,10 % neutre.
À pH 7,0 :
A :
1 / (1 + 10⁻¹)
≈ 90,9 % neutre.
B :
1 / (1 + 10²)
≈ 0,99 % neutre.
À pH 8,0 :
A :
≈ 99,0 % neutre.
B :
1 / (1 + 10)
≈ 9,1 % neutre.
À pH 9,0 :
A ≈ 99,9 % neutre.
B = 50 % neutre.
On obtient donc :
pH A, pKa 6 B, pKa 9
5 9,1 % neutre 0,01 % neutre
6 50 % 0,10 %
7 90,9 % 0,99 %
8 99,0 % 9,1 %
9 99,9 % 50 %
- Où la différence d’ionisation est-elle maximale ?
On définit :
Δ(pH) = fA(pH) − fB(pH)
avec :
fA = 1/[1 + 10^(pKa,A − pH)]
et :
fB = 1/[1 + 10^(pKa,B − pH)]
Lorsque les deux courbes ont la même forme et ne diffèrent que par leur pKa, la différence maximale se situe au voisinage du milieu des deux pKa :
pH ≈ (pKa,A + pKa,B)/2
Ici :
pH ≈ (6 + 9)/2 = 7,5
À pH 7,5 :
A :
fA = 1/(1 + 10^(−1,5))
≈ 0,969
soit environ 96,9 % neutre.
B :
fB = 1/(1 + 10^(1,5))
≈ 0,0307
soit environ 3,1 % neutre.
La différence vaut donc environ :
96,9 − 3,1 = 93,8 points de pourcentage.
C’est une très forte différence d’ionisation.
Cela ne signifie cependant pas automatiquement que la séparation expérimentale sera parfaite. Il faut ensuite considérer le partage réel entre les solvants.
- LogP et logD
Le coefficient de partage P décrit la répartition de la forme neutre entre deux phases, généralement une phase aqueuse et une phase organique :
P = [composé]org / [composé]aq
et :
logP = log10(P)
Un logP élevé signifie généralement que la forme neutre possède une forte affinité pour une phase organique.
Mais pour une molécule ionisable, le logP seul est insuffisant.
On utilise alors le coefficient de distribution D, qui tient compte simultanément de la forme neutre et de la forme ionisée à un pH donné.
Pour une base simple, dans un modèle idéal où seule la forme neutre se répartit significativement dans la phase organique :
D ≈ P / (1 + 10^(pKa − pH))
et donc :
logD ≈ logP − log10(1 + 10^(pKa − pH))
Ainsi, le même composé peut avoir un logD très faible en milieu acide, lorsqu’il est fortement protoné, et un logD proche de son logP lorsque le pH devient suffisamment élevé pour qu’il soit principalement neutre.
- Choix du solvant
Une extraction liquide-liquide nécessite généralement deux phases peu miscibles.
Quelques grandes familles :
Solvants très polaires et miscibles avec l’eau :
éthanol, méthanol, acétone.
Ils ne donnent généralement pas une séparation nette en deux couches avec l’eau et sont donc peu adaptés à une extraction liquide-liquide classique eau/solvant.
Solvants organiques modérément polaires et peu miscibles avec l’eau :
certains esters, éthers ou solvants chlorés.
Ils peuvent former une deuxième phase distincte.
Solvants très peu polaires :
hydrocarbures tels que certains alcanes.
Ils dissolvent surtout les molécules suffisamment hydrophobes et neutres.
Il est incorrect de dire qu’un solvant est universellement « meilleur ». Le choix dépend du coefficient de distribution réel de chaque composé, de la miscibilité, de la stabilité chimique, de la densité, de la toxicité et de la facilité de séparation des phases.
- Exemple numérique de distribution
Supposons qu’un composé ait un coefficient de distribution :
D = 4
On place une quantité initiale m0 dans une phase aqueuse de volume Vaq et on l’extrait avec une phase organique Vorg.
À l’équilibre :
D = Corg / Caq
La fraction restant dans la phase aqueuse est :
q = Vaq / (Vaq + D·Vorg)
Si les deux volumes sont identiques :
Vaq = Vorg
alors :
q = 1/(1+D)
Avec D = 4 :
q = 1/5 = 0,20
Il reste donc 20 % du composé dans la phase aqueuse et environ 80 % se trouve dans la phase organique.
Pour une masse initiale théorique de 1,00 g :
masse aqueuse finale :
1,00 × 0,20 = 0,20 g
masse transférée :
1,00 − 0,20 = 0,80 g
- Pourquoi plusieurs petites extractions sont souvent plus efficaces
Une erreur fréquente consiste à dire que plusieurs extractions sont meilleures parce que « tout le solvant ne touche pas l’eau ».
Ce n’est pas la bonne explication.
Après agitation et établissement de l’équilibre, les molécules se répartissent selon leur coefficient de distribution.
L’avantage de plusieurs extractions vient du fait qu’on rétablit un nouvel équilibre chaque fois qu’on ajoute une nouvelle portion de solvant frais.
Après une extraction :
m1 = m0·q
Après deux :
m2 = m0·q²
Après n extractions :
mn = m0·qⁿ
Si q = 0,40 :
après une extraction :
40 % restent.
Après deux :
0,40² = 0,16
soit 16 %.
Après trois :
0,40³ = 0,064
soit 6,4 %.
Il faut cependant comparer les extractions à volume total de solvant égal pour déterminer quantitativement l’avantage réel.
- Limites du modèle
La séparation théorique peut être beaucoup moins bonne dans un système réel.
Proximité des pKa
Si deux bases ont des pKa presque identiques, leurs courbes d’ionisation se chevauchent fortement.
Par exemple, une différence de seulement 0,5 unité de pKa produit beaucoup moins de sélectivité qu’une différence de 3 unités.
Solubilité de la forme neutre dans l’eau
Une molécule neutre n’est pas nécessairement insoluble dans l’eau.
Certaines molécules possèdent des fonctions polaires capables de former des liaisons hydrogène avec l’eau.
Solubilité de la forme ionisée dans la phase organique
L’hypothèse « forme ionisée = exclusivement aqueuse » n’est pas absolument vraie.
Des paires d’ions ou des solvants relativement polaires peuvent conduire à une certaine solubilité organique.
Émulsions
Une agitation excessive ou la présence de tensioactifs et d’impuretés peut produire des émulsions difficiles à séparer.
Température
Le coefficient de partage, le pKa et les solubilités varient avec la température.
Force ionique
La présence de sels modifie l’activité effective des ions et peut modifier les coefficients de distribution.
Réactions secondaires
Certains composés peuvent s’hydrolyser, s’oxyder ou réagir avec le milieu lorsque le pH devient trop extrême.
Concentration
À forte concentration, les approximations idéales deviennent moins précises.
- Arbre décisionnel
Première question : connaît-on l’identité des substances ?
Non :
utiliser une méthode analytique avant de tenter une séparation.
Exemples :
spectroscopie IR,
chromatographie,
spectrométrie de masse,
RMN,
méthodes analytiques appropriées.
Oui :
déterminer leurs propriétés chimiques.
Deuxième question : leurs comportements acide-base sont-ils très différents ?
Oui :
une séparation acide-base peut être envisageable.
Non :
passer à la question suivante.
Troisième question : leurs solubilités en fonction de la température sont-elles très différentes ?
Oui :
une recristallisation sélective peut être envisageable.
Non :
passer à la question suivante.
Quatrième question : leurs interactions avec une phase stationnaire sont-elles suffisamment différentes ?
Oui :
une séparation chromatographique peut être appropriée.
Non :
une technique plus spécialisée peut être nécessaire.
Conclusion
Une séparation acide-base ne repose pas simplement sur le fait qu’une molécule soit « soluble dans l’eau » et l’autre « soluble dans un solvant ».
Elle résulte de l’interaction de plusieurs paramètres :
pKa,
pH,
fraction ionisée,
logP,
logD,
rapport des volumes,
température,
force ionique,
et propriétés spécifiques du solvant.
L’idée fondamentale est de créer des conditions dans lesquelles les deux molécules présentent des coefficients de distribution suffisamment différents pour que leur répartition entre les phases devienne sélective.
Fais-moi l’explication comme si j’étais 11 élève de secondaire, deux étape par étape le plus logiquement possible le plus simplement possible