5.7 : Effets solvatants

Une compréhension de l’effet solvatant permet de rationaliser la relation entre solvatation et acidité du composé. De plus, cela explique également la stabilité relative des bases conjuguées pour des composés présentant différentes valeurs de pK_a. Cette leçon détaille en profondeur le principe des effets solvatants. La puissance d'un acide et la stabilité de sa base conjuguée correspondante sont déterminées à l'aide des valeurs de pK_a. Cette relation observée est une conséquence de la solvatation, qui est l'interaction entre un ion dissous et des molécules de solvant. Au cours de ce processus, les molécules du solvant entourent les ions et les stabilisent.

La solvatation des ions dissous peut être classée en trois types : (i) interaction donneur, (ii) interaction charge-dipôle et (iii) interaction liaison hydrogène. Dans l’interaction donneuse, un solvant cède ses paires d’électrons non partagées à l’ion dissous. Le solvant agit comme une base de Lewis et l’ion agit comme un acide de Lewis. Dans le deuxième type, des interactions charge-dipôle sont observées dans les solvants polaires, où leurs moments dipolaires peuvent interagir avec les ions chargés. Cela implique de réorganiser la charge partielle positive des molécules de solvant pour l'aligner sur la charge négative des ions, stabilisant ainsi les ions. Par exemple, comme indiqué dans la solvatation de l’éthanol, l’anion éthoxyde, qui est la base conjuguée, est solvaté par le centre positif du dipôle du solvant qui le stabilise efficacement. Enfin, lorsque les ions sont stabilisés par liaison hydrogène entre les molécules de solvant et les ions dissous, l’interaction est appelée interaction de liaison hydrogène.

Les interactions entre les ions dissous et les molécules du solvant influencent leur stabilité, qui est directement proportionnelle à La puissance de l'acidité. En conséquence, la stabilité de ces ions augmente avec un plus grand nombre d’interactions lorsqu’ils sont entourés d’un plus grand nombre de molécules de solvant. Par conséquent, lors de la solvatation, l’encombrement stérique dû aux substituants volumineux sur la molécule joue un rôle important. Les composés avec des groupes moins volumineux ne sont pas encombrés stériquement, ce qui permet une plus grande interaction avec les molécules de solvant.

En revanche, les composés qui possèdent des groupes volumineux ont un encombrement stérique et sont donc peu solvatés. En conséquence, l’ion stériquement libre démontre plus de stabilité, rendant son acide correspondant plus fort. Ceci est démontré par la comparaison de l’acidité de l’éthanol, de l’isopropanol et du tert-butanol. Avec la taille croissante des substituants, la base conjuguée correspondante de chacun de ces composés présente un encombrement stérique plus important. Il est donc moins solvé. En conséquence, l'isopropanol est un acide plus faible (pK_a=17.10) que l'éthanol (pK_a=16.00) et le tert-butanol (pK_a=19.20) est un acide plus faible que l'isopropanol (pK_a=17.10). En résumé, l’encombrement stérique des anions bases conjuguées définit le degré de solvatation. Une faible solvatation conduit à une instabilité de l’ion dissous qui affaiblit l’acide correspondant.