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Acides et bases

• La définition d'Arrhenius, qui repose sur l'idée que les acides sont des substances qui s'ionisent (se dissocient) dans une solution aqueuse, libérant ainsi des ions hydrogène ou des protons (H⁺), tandis que les bases en solution libèrent des ions hydroxyde (OH^-). Cela a conduit Arrhenius à recevoir le prix Nobel de chimie en 1903.
• La définition de Brønsted-Lowry définit les acides comme des substances qui libèrent des protons (H⁺), tandis que les bases sont des substances qui absorbent des protons. L'avantage de cette définition est qu'elle n'est pas limitée aux solutions aqueuses. Les acides et les bases de Brønsted-Lowry apparaissent toujours en paires, appelées paires acide-base conjuguées. Ces paires sont liées entre elles par le transfert d'un proton.
• La théorie de Lewis des acides et des bases stipule que les acides sont des accepteurs de paires d'électrons (pour former une liaison covalente), tandis que les bases sont des donneurs de paires d'électrons (pour former une liaison covalente). Cette définition est la plus complète et comprend des espèces qui ne sont pas incluses dans la définition de Brønsted-Lowry.

Bref résumé - les trois concepts d'acides et de bases :
Arrhenius - la première approche moderne
Acide : produit H⁺ (protons) en solution aqueuse
Base : produit des OH^- (ions hydroxyde) en solution aqueuse

Brønsted-Lowry - l'approche généralement acceptée
Acide : donneur de protons
Base : accepteur de protons

Lewis - la plus complète
Acide : accepteur de paires d'électrons (pour former une liaison covalente)
Base : donneur de paires d'électrons (pour former une liaison covalente)
Les acides et les bases se combinent ou se neutralisent par des réactions acide-base et forment des sels (voir également des informations complémentaires sur notre page Sels et Minéraux).

Valeur du pH
La concentration en ions hydrogène [H⁺] est une mesure des acides selon Arrhenius et Brønsted-Lowry, une mesure de l'acidité ou de la basicité (alcalinité) d'une substance ou d'une solution. En termes généraux, il s'agit de la valeur du pH. Le pH d'une solution est égal au logarithme décimal négatif de la concentration en ions hydrogène :

pH = -log [H⁺] = log 1/[H⁺]

Le pH offre un mécanisme pratique pour exprimer une large gamme de [H⁺] en petits nombres positifs. La lettre p est utilisée pour indiquer le logarithme négatif en base 10.

De même, la concentration en ions hydroxyde peut être exprimée en pOH :

pOH = -log [OH^-]

L'échelle de pH de 0 à 14 couvre normalement toutes les concentrations d'ions hydrogène présentes dans les solutions aqueuses diluées et les systèmes biologiques. L'eau pure a un pH de 7 à 25 °C (puisque le pH dépend de la température), qui est considéré comme neutre, car la concentration d'ions hydrogène [H⁺] est égale à la concentration d'ions hydroxyde [OH^-].

Si le pH est < 7, la solution est acide et si le pH est > 7, la solution est basique ou alcaline. En raison de la fonction logarithmique, une variation d'une unité de pH correspond à une différence de dix fois dans la concentration en ions hydrogène.

Le pH est le paramètre le plus souvent mesuré en chimie, notamment en chimie analytique. Il est également important dans l'entretien des piscines et le traitement de l'eau, dans l'agriculture, la médecine, l'ingénierie, l'océanographie, la biologie et d'autres sciences.

Les mesures du pH sont faciles à réaliser à l'aide d'un pH-mètre, d'un indicateur de changement de couleur ou d'un papier indicateur de pH.

Trouvez ici plus d'informations sur

Tampons

Colorants, teintures et indicateurs

Acides et bases forts - Constantes de dissociation - K_a, K_b et K_w

Acides et bases forts

Les acides et les bases forts sont des acides et des bases qui se dissocient complètement en leurs ions individuels en solution aqueuse.

Dans l'eau, une mole d'un acide fort monoprotique HA se dissout en formant une mole de H⁺ (sous forme d'ion hydronium H₃O⁺) et une mole de la base conjuguée A^-. En fait, il ne reste rien de l'acide non dissocié HA, chacun de ces acides s'ionise essentiellement à 100%.

Acide fort : HA + H₂O → A^-(aq) + H₃O⁺(aq)
Base forte : BOH + H₂O → B⁺(aq) + OH^-(aq)

Pour simplifier, H₃O⁺ peut être écrit H⁺, bien que ce H⁺ libre n'existe pas dans les solutions aqueuses, car dans toutes les réactions d'ionisation acide, un proton est transféré à H₂O pour former des ions hydronium, H₃O⁺.

Acide fort : HA(aq) → A^-(aq) + H⁺(aq)
Base forte : BOH(aq) → B⁺(aq) + OH^-(aq)

Exemples d'acides et de bases fortes :

Acides et bases faibles
Les acides et les bases faibles sont ceux qui ne se dissocient que partiellement en solution aqueuse. A l'équilibre, l'acide et la base conjuguée se trouvent tous deux en solution. La dissociation d'un acide ou d'une base est exprimée par la réaction suivante :

Acide faible : HA(aq) ⇋ A^-(aq) + H⁺(aq)
Base faible : BOH(aq) ⇋ B⁺(aq) + OH^-(aq)

La constante de dissociation de l'acide, Ka, est une mesure du degré de dissociation de l'acide.

K_a = [H⁺] [A^- ] / [HA] ou
pK_a = -log [H⁺] [A^-] / [HA] = log [HA] / [H⁺] [A^-]

où les quantités entre crochets représentent les concentrations des espèces à l'équilibre.

Les acides plus forts ont une constante de dissociation acide (K_a) plus grande et une constante logarithmique (pK_a = -log K_a) plus petite que les acides plus faibles. Plus un acide est fort, plus il perd facilement un proton, H⁺.
Les acides avec une valeur K_a inférieure à un ou, par conséquent, une valeur pK_a supérieure à 0 sont considérés comme faibles.
K_a ou pK_a peuvent donc être utilisés pour distinguer les acides forts des acides faibles.

Acides forts : K_a > 1 ou pK_a < 0
Acides faibles : K_a < 1 ou pK_a > 0

De la même manière, une base monovalente faible, BOH, se dissocie en B⁺ et OH^-.

La constante de dissociation de la base, K_b, est une mesure du degré de dissociation de la base.

K_b = [B⁺] [OH^-] / [BOH]

Exemples d'acides et de bases faibles :

La dissociation de l'eau

K_w - La constante d'ionisation de l'eau

L'eau se dissocie partiellement en ions selon l'équation :

H₂O ⇋ H⁺ + OH^-

La constante d'équilibre K pour cette réaction peut s'écrire comme suit :

K = [H⁺] [OH^-] / [H₂O]

Lorsque l'eau liquide pure est en équilibre avec les ions hydrogène et hydroxyde à 25 °C, les concentrations de l'ion hydrogène et de l'ion hydroxyde sont égales : [H⁺] = [OH^-] = 1,0 × 10^-7 mol/L.
Le nombre de molécules d'eau dissociées est donc très faible, environ 2 ppb. On peut calculer [H₂O] à 25 °C à partir de la densité de l'eau à cette température (0,997 g/mL) :

[H₂O] = mol/L = 1 mol/18,02 g x 0,997 g/mL X 1000 mL/L = 55,3 mol/L

Comme si peu de molécules d'eau sont dissociées, l'équilibre de l'autoprotolyse se situe très à gauche. Par conséquent, [H₂O] reste essentiellement inchangé par l'autoprotolyse et peut être traité comme une constante. En incluant cette constante dans l'expression de l'équilibre, nous pouvons réorganiser l'équation et définir une nouvelle constante d'équilibre.

K [H₂O] = [H⁺] [OH^-]

Puisque K est une constante et [H₂O] une constante, nous pouvons remplacer les deux par une nouvelle constante Kw, la constante du produit ionique de l'eau liquide (également appelée produit ionique de l'eau, constante d'autoprotolyse de l'eau, constante d'(auto)ionisation de l'eau ou constante d'équilibre de dissociation de l'eau).

K_w = [H⁺] [OH^-]

Comme dans l'eau pure, la concentration en ions [H⁺] et [OH^-] à 25 °C est de 1,0 x 10^-7 mol/L. La valeur de K_w à 25 °C est donc de 1,0 x 10^-14.

K_w = (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14 (à 25 °C)

Bien que K_w soit définie par rapport à la dissociation de l'eau, cette constante d'équilibre est également valable pour les solutions d'acides et de bases dissoutes dans l'eau. Quelle que soit la source des ions H⁺ et OH^- dans l'eau, le produit des concentrations de ces ions à l'équilibre à 25 °C est toujours de 1,0 x 10^-14.

Alors si :

[H⁺] [OH^-] = 10^-14

Si l'on prend le logarithme négatif de chaque côté de l'équation, on obtient

-log [H⁺] - log [OH^-] = 14

Comme le pH = -log [H⁺] et pOH = -log [OH^-]

Alors :

pH + pOH = 14

La somme du pH et du pOH est toujours égale à 14 pour toute solution aqueuse à 25 °C.

Paires acide-base conjuguées
Selon la définition de Brønsted-Lowry, tout acide et toute base se présentent sous la forme d'un couple acide-base conjugué. Chaque fois qu'un acide agit comme donneur de H⁺, il forme une base conjuguée. Lorsqu'un acide générique HA cède un H⁺ à l'eau, un des produits de la réaction est l'ion A^-, qui est un accepteur d'ions hydrogène ou une base de Brønsted.

Relation entre K_a et K_b pour un couple acide-base conjugué :

HA ⇋ A^- + H⁺
Acide-base

K_a = [H⁺] [A^-] / [HA]

Comme A^- est une base, nous pouvons également écrire la réaction réversible pour A^-, qui agit comme une base en absorbant un proton de l'eau :

A^- + H₂O ⇋ HA + OH^-

Alors

K_b = [B⁺] [OH^-] / [BOH]

En multipliant K_a pour HA par K_b pour sa base conjuguée A^-, on obtient :

K_a x K_b = [H⁺] [A^-] / [HA] x [HA] [OH^-]/[A^-] = [H⁺] [OH^-] = K_w

où K_w est la constante de dissociation de l'eau. Cette relation est très utile pour mettre en relation K_a et K_b pour un couple acide-base conjugué. Nous pouvons également utiliser la valeur de Kw à 25 °C pour dériver d'autres équations pratiques :

K_a x K_b = K_w

K_w= 10^-14 à 25 °C

K_a x K_b = 10^-14

Si nous prenons le logarithme négatif des deux côtés de l'équation, nous obtenons :

pK_a + pK_b = 14

Ces équations permettent de déterminer le K_b (ou pK_b) d'une base faible à partir du K_a de l'acide conjugué. Nous pouvons également calculer le K_a (ou pK_a) d'un acide faible à partir du K_b de la base conjuguée.

Deux facteurs importants qui contribuent à la facilité de la déprotonation sont la polarité de la liaison H-A et la taille de l'atome A, qui détermine la force de la liaison H-A. La liaison H-A est plus forte lorsque l'atome A est plus petit que l'atome A. La force de l'acide dépend également de la stabilité de la base conjuguée.

Un acide conjugué est défini comme l'acide qui se forme lorsqu'une base reçoit un proton. De même, une base conjuguée est formée lorsqu'un acide perd un proton. Par exemple, dans le cas de la paire acide-base conjuguée HCO₃^-/CO₃^2-, CO₃^2- est la base conjuguée et HCO₃^- est l'acide conjugué.
Si l'on additionne les réactions de l'acide conjugué et de la base conjuguée avec l'eau, la réaction nette est simplement la dissociation de l'eau. Donc, si on connaît la constante de dissociation pour l'un des deux acides, on peut aussi déterminer l'autre :

K_a x K_b = K_w = 10^-14

K_a et K_b sont donc dans un rapport inverse l'un par rapport à l'autre. En d'autres termes, il y a un rapport entre les deux : Si K_a est grand (l'acide est fort), alors K_b (la base est faible) est petit et inversement. Il résulte de cette relation que lorsqu'un couple acide-base conjugué est formé à partir d'un acide faible, la base conjuguée est plus forte que l'acide.

(1) Première étape de protolyse

Acides polyprotiques
Les acides peuvent donner un, deux ou plusieurs protons (H⁺). Des exemples typiques sont :

Un acide monoprotique est caractérisé par une seule constante d'acide K₁ (= K_a), un acide diprotique par deux constantes d'acide (K₁, K₂) et un acide triprotique par trois constantes d'acide (K₁, K₂, K₃) :

1. Étape de dissociation : H₃A = H⁺ + H₂A^- (K₁)
2. Étape de dissociation : H₂A^- = H⁺ + HA^2- (K₂)
3. Étape de dissociation : HA^2- = H⁺ + A^3- (K₃)

Ceci peut être étendu à tout acide N-protonique avec N étapes de dissociation.

Les protons sont libérés les uns après les autres, le premier étant le plus rapidement et le plus facilement perdu, puis le deuxième, puis le troisième (qui est le plus fortement lié). Il en résulte le classement suivant des constantes d'acidité d'un acide polyprotique :

K₁ > K₂ > K₃ oder pK₁ < pK₂ < pK₃

Par exemple, l'acide phosphorique a un pK₁ = 2,147, un pK₂ = 7,207 et un pK₃ = 12,346.

Substances amphotères
Un composé amphotère est une molécule ou un ion qui peut réagir à la fois comme un acide et comme une base. Un type d'espèce amphotère est une molécule amphiprotique qui peut soit céder soit absorber un proton (H⁺). C'est la signification du terme "amphotère" dans la théorie acide-base de Brønsted-Lowry. Les acides aminés et les protéines, qui présentent des groupes d'acides aminés et carboxyliques, ainsi que les composés auto-ionisables comme l'eau, en sont des exemples. Les oxydes métalliques qui réagissent à la fois avec les acides et les bases pour former des sels et de l'eau sont appelés oxydes amphotères. De nombreux métaux forment des oxydes ou des hydroxydes amphotères. Les ampholytes sont des molécules amphotères qui contiennent à la fois des groupes acides et basiques et qui se présentent généralement sous forme d'hermaphrodites dans une certaine plage de pH. Un zwitterion est une molécule contenant des groupes fonctionnels dont l'un au moins présente une charge électrique positive et l'autre une charge électrique négative. La charge nette de la molécule entière est nulle.

Calcul du pH
Pour calculer le pH d'une solution aqueuse, il faut connaître la concentration de l'ion hydronium en moles par litre (molarité). La valeur du pH est ensuite calculée à l'aide de la formule suivante :

pH = - log [H⁺].

Acide fort :
En partant de la définition du pH et en supposant que la concentration analytique de l'acide (C_a) est égale à la concentration de H⁺, car il s'agit d'un acide fort, on obtient :

pH = -log C_a

Base forte :
Si la base est forte, la concentration analytique de la base (C_b) est égale à la concentration de OH^-. Comme pH = 14 - pOH, cela donne

pH = 14 + log C_b

Faible acidité :
Seule une petite partie des molécules de la solution se dissocie en un anion et un proton, ce qui correspond à x sa concentration à l'équilibre :

Comme il s'agit d'un acide faible, la valeur Ka est petite, de sorte que l'équilibre se trouve très à gauche, de sorte que nous supposons que C_a - x ≅ C_a, alors l'expression de l'équilibre devient :

K_a = x²/C_a = [H⁺]²/C_a

alors

[H⁺] = SQRT (K_aC_a) = (K_a)^1/2 (C_a)^1/2

en prenant les logarithmes négatifs,

pH = ½ pK_a - ½ log C_a

Base faible :
Seule une petite partie des molécules de la solution se dissocie en un anion et un proton, ce qui correspond à x sa concentration à l'équilibre :

Comme la base est faible, le K_b est petit, de sorte que l'équilibre se trouve très à gauche.
C_b - x ≅ C_b, l'expression de l'équilibre devient :

K_b = x²/C_b = [OH^-]²/C_b

alors

[OH^-] = SQRT (K_bC_b) = (K_b)^1/2 (C_b)^1/2

en prenant les logarithmes négatifs,

pOH = ½ pK_b - ½ log C_b

pH = 14 - pOH


Tampons
Acide faible plus le sel de l'acide faible (c'est-à-dire un acide faible en présence de sa base conjuguée).

Dans ce cas, l'acide faible HA de concentration C_a se trouve en solution avec un sel d'un anion ordinaire.
Par exemple, si le sel NaA a une concentration C_b, la [A^-] dans la solution, due uniquement au sel, est également C_b, car NaA est dissocié à 100% (tous les sels s'ionisent complètement dans les solutions aqueuses).

La présence de l'ion commun (issu du sel), A^-, déplace l'équilibre encore plus vers la gauche que ne le suggère la petite valeur K_a de l'acide. Par conséquent, il est certain que,

C_a - x ≈ C_a et C_b + x ≅ C_b. L'expression de l'équilibre est alors

K_a = x C_b/C_a= [H⁺] C_b/C_a

[H⁺] = K_a C_a/C_b

Le logarithme des deux côtés donne ,

pH = pK_a + log C_b/C_a

Cette équation est appelée équation de Henderson-Hasselbalch et est utile pour estimer le pH d'une solution tampon.

Base faible plus le sel de la base faible (c'est-à-dire une base faible en présence de son acide conjugué).
Dans ce cas, la base faible BOH de concentration Cb est en solution avec un sel d'un cation ordinaire de concentration C_a.

La présence de l'ion commun (provenant du sel), B⁺, déplace l'équilibre encore plus vers la gauche que ne le suggère la petite valeur K_b de la base. Par conséquent, il est certain que,

C_b - x ≈ C_b et C_a + x ≅ C_a. L'expression de l'équilibre est alors

K_b = x C_a/C_b = [OH^-] C_a/C_b

[OH^-] = K_b C_b/C_a

En appliquant - log sur les deux côtés, on obtient :
pOH = pK_b - log (C_b/C_a)

car pK_b = 14 - pK_a et pOH = 14 - pH

alors,

pH = pK_a + log C_b/C_a

Et nous avons à nouveau l'équation de Henderson-Hasselbalch. Dans ce cas, pK_a est l'acide conjugué de la base faible et C_b et C_a sont respectivement les concentrations de la base faible et de son acide conjugué.


Substance amphiprotique (c.-à-d. HA-, présente dans la solution de sels acides)
Le défi réside dans le fait que l'HA^- s'hydrolyse et se dissocie simultanément, et il n'est pas clair lequel de ces processus est responsable de la valeur finale du pH ; en outre, il est très probable que le pH soit dû à un équilibre entre les deux réactions.

K_a1 = [H⁺] [HA^-] / [H₂A]
K_a2 = [H⁺] [A^2-] / [HA^-]
C_HA^- = [H₂A] + [HA^-] + [A^2-]

C_HA^- est la concentration de la source de la substance amphiprotique

Les ions H⁺ sont produits lors de la réaction de dissociation (avec A^2-) et consommés lors de l'hydrolyse (avec formation de H₂A), de sorte que leur concentration est identique :

[H⁺] = [A^2-] - [H₂A]

On peut le paraphraser :

[H⁺]=K_a2 [HA^-] / [H⁺] - [H⁺] [HA^-] / K_a1

ou, après transformation

[H⁺]² = K_a1 K_a2 [HA^-] / ([HA^-] + K_a1)

En supposant que ni la dissociation ni l'hydrolyse ne vont trop loin et que [HA^-] = C_HA^-. Si c'est le cas

[H⁺] = SQRT (C_HA^- K_a1 K_a2 / (C_HA^- + K_a1)

Si C_HA^- est suffisamment plus grand que K_a1, nous pouvons négliger K_a1 et l'équation entière prend la forme suivante

[H⁺] ≂ SQRT(K_a1 K_a2) = K_a1^½ K_a2^½

ou

pH = ½ (pK_a1 + pK_a2)

Titrage
Le titrage est une méthode permettant de déterminer la concentration d'un acide ou d'une base. Pour ce faire, on fait réagir un volume connu d'une solution de concentration inconnue avec un volume connu d'une solution de concentration connue. Le point d'équivalence est atteint lorsque le nombre de molécules d'acide est égal au nombre de molécules de base ajoutées (ou inversement).

Lors d'un titrage, le point d'équivalence est déterminé de deux manières habituelles : soit par une méthode graphique qui consiste à tracer le pH de la solution en fonction de l'ajout du titrant à l'aide d'un pH-mètre, soit en observant le changement de couleur d'un indicateur ajouté. Les indicateurs sont des acides ou des bases organiques faibles qui ont des couleurs différentes dans leur état non dissocié et dissocié.

Pour plus d'informations sur nos produits de titration, consultez notre page Titration.

Notre portefeuille d'Acides et de Bases se compose de :

• Les acides inorganiques tels que l'acide chlorhydrique, l'acide sulfurique, l'acide nitrique, l'acide fluorhydrique, l'acide phosphorique ou l'acide borique,
• Les acides organiques comme l'acide acétique, l'acide formique, l'acide citrique, l'acide lactique, l'acide oxalique, l'acide ascorbique, l'EDTA, etc,
• Les acides gras comme l'acide octanoïque (acide caprylique), l'acide oléique,
• Les acides aminés (voir aussi la page Acides aminés), qui sont surtout importants dans le domaine de la biochimie/sciences de la vie, comme l'acide aspartique, l'acide glutamique ou la lysine, etc. Les acides aminés sont les éléments constitutifs des protéines et jouent un rôle clé dans la plupart des processus biologiques. Ils peuvent se comporter de manière acide ou basique (amphotère) selon le pH de la solution, car ils possèdent un groupe amino (basique) et un groupe carboxyle (acide) dans la même molécule,
• Les bases inorganiques, dont les plus courantes sont l'hydroxyde de sodium (soude caustique), l'hydroxyde de potassium (potasse caustique), l'ammoniaque en solution, les bicarbonates, les hydroxydes de calcium ou de magnésium, etc,
• Bases organiques, dont la pyridine, l'hydroxyde de tétrabutylammonium, la triéthanolamine, la triéthylamine, etc.

Pour obtenir des résultats de haute qualité, fiables et précis, il est essentiel de choisir le bon produit avec le niveau de qualité approprié qui répond à vos exigences. Nous proposons une large gamme de niveaux de qualité avec des spécifications strictement garanties qui permettent de choisir le bon produit pour votre application spécifique :

• Réactifs pour l'analyse (p.a.) selon ISO (International Organization for Standardization), ACS (American Chemical Society) et les spécifications de la pharmacopée pour les réactifs (Reag. Ph. Eur., Reag. USP).
• Acides de haute pureté pour l'analyse des métaux traces (ppb, ppt) par AAS, GF-AAS, ICP-OES, ICP-MS.
• Pour HPLC ou pour les applications UV.
• Qualité pharmaceutique : matières premières destinées à l'industrie pharmaceutique dans les processus de fabrication (par exemple pour les ajustements de pH) et en tant qu'excipients dans la formulation finale, qui répondent aux spécifications des pharmacopées (monographies), telles que US Pharmacopea/National Formulary (USP-NF), European Pharmacopoeia (EP ou Ph. Eur.), British Pharmacopoeia (BP), etc., ainsi que la qualité GMP-IPEC, y compris les documents réglementaires.
• Réactifs pour les Sciences de la Vie : BioChemica, pour la biologie moléculaire ou pour la culture cellulaire.
• Produits purs pour l'usage général.
• Solutions volumétriques (étalons), concentrées et prêtes à l'emploi, pour l'analyse quantitative.
• Solutions pour l'analyse volumétrique/le titrage et pour la détermination de l'azote (protéines) par la méthode de Kjeldahl.
• Pour le diagnostic clinique, comme par exemple l'acide picrique.
• Produits pour la synthèse.
• Qualité technique ou industrielle.
• Qualité alimentaire selon la réglementation européenne (EC) ou le Food Chemicals Codex (FCC).
• VINIKIT, pour l'analyse du vin.

Acides et bases chez ITW Reagents
ITW Reagents fournit, sous la marque PanReac AppliChem, des acides et des bases de haute qualité pour tous les secteurs industriels concernés, tels que l'industrie pharmaceutique et alimentaire, les tests dans les laboratoires d'analyse générale, le contrôle de la qualité, la recherche, les sciences de la vie, l'analyse environnementale et autres. Tous les produits sont fabriqués en appliquant le système de gestion de la qualité intégré conformément aux normes ISO 9001, ISO 14001 et ISO 45001. Avec plus de 80 ans d'expérience en tant que fabricant, vous pouvez profiter de notre savoir-faire exceptionnel dans le domaine des acides et des bases avec un contrôle de qualité strict, d'un support commercial et technique engagé auprès de nos clients, d'un stock constant avec une chaîne d'approvisionnement stable et d'un réseau de distribution mondial.

Applications des acides et des bases
Dans les laboratoires de contrôle de la qualité chimique, dans la recherche et le développement ou dans les services d'innovation de toute industrie ou institution, y compris lors de l'utilisation de matières premières dans les processus industriels de fabrication de médicaments ou dans tout processus de synthèse ou de purification organique.

Réactifs analytiques dans les procédures standard, réglages du pH, analyses qualitatives et quantitatives, analyses instrumentales, analyses et tests chimiques par voie humide, expériences chimiques dans l'enseignement, minéralisation des échantillons, catalyseurs dans les réactions chimiques, préparation des échantillons dans l'analyse des métaux traces, analyses des eaux usées, etc.

Dans le traitement de l'eau, la production de papier, d'engrais, de savons, de détergents, de produits de nettoyage, le nettoyage en place (NEP), la synthèse du nylon, les explosifs, la production de composés organiques (comme le chlorure de vinyle et le dichloroéthane pour le PVC), la production de résines synthétiques, des colorants, des médicaments, des catalyseurs pétroliers, des insecticides et des antigels, ainsi que dans divers processus tels que l'acidification des puits de pétrole, la réduction de l'aluminium, le raffinage des métaux, le décapage de l'acier, la galvanisation, la fabrication de batteries, etc.

Secteurs

• Laboratoires d'analyse, contrôle de qualité, laboratoires de chimie et de biochimie
• Recherche, développement et innovation (R&D)
• Développement et fabrication biopharmaceutique et pharmaceutique
• Sciences de la vie
• Cosmétiques et soins de santé
• Alimentation et boissons
• Synthèse inorganique et organique
• Institutions pédagogiques ou académiques
• Industrie du papier
• Industrie du savon et des détergents
• Métallurgie
• Agriculture
• Entretien de piscines

Tailles et matériaux d'emballage
Du mg à la tonne pour les solides et du ml à 1000 L pour les liquides, dans une grande variété de tailles et de matériaux d'emballage, nous sélectionnons les contenants les plus adaptés qui garantissent la préservation de la qualité du produit, la sécurité pendant le transport et l'utilisation et la protection de l'environnement.

Emballages certifiés UN
La réglementation relative au transport de marchandises dangereuses impose l'utilisation d'emballages homologués. Elle définit les caractéristiques auxquelles doivent répondre les conteneurs et les emballages en fonction du produit, de sa dangerosité et de la quantité maximale qu'ils peuvent contenir. Ces informations sont indiquées sur les conteneurs agréés par l'ONU.
Tous les emballages utilisés par PanReac AppliChem sont strictement conformes à la réglementation en vigueur (ADR, RID IMDG, ICAO-IATA).

Matériaux d'emballage

• Récipients standard : bouteilles en verre, bouteilles HDPE, bouteilles PC, bidons HDPE, fûts HDPE, seaux/récipients PP.
• Bouteilles/récipients spéciaux : pour les produits liquides et corrosifs comme les acides et les bases, nous utilisons des bouteilles en verre spéciales avec anneau de déversement. La bague de déversement empêche une goutte de glisser sur l'extérieur de la bouteille et d'endommager l'étiquette ou la surface ou de blesser l'utilisateur.
• Bouteilles carrées en plastique (HDPE) pour solutions volumétriques, d'une grande stabilité, spécialement conçues pour les titrateurs automatiques.
• Nous utilisons des bouteilles en téflon spécialement sélectionnées pour l'analyse des métaux traces d'acides très purs. Le matériau est contrôlé avant la fabrication des bouteilles. Chaque bouteille est lessivée à l'acide chaud pendant deux semaines afin d'éliminer toute contamination par des traces de métal.
• Sol-Pack (bag in box, cubitainer) se compose d'un sac en polyéthylène de 10 litres et d'un carton extérieur qui constitue un emballage léger, pratique et facile à éliminer. Il est équipé d'un robinet qui permet un dosage pratique jusqu'à la dernière goutte. Avantages principaux : Économie de jusqu'à 60 % par rapport aux bouteilles d'un litre. L'air ne pénètre pas dans la poche pliable, ce qui permet de conserver le produit. Moins de risque de contamination ou de carbonatation. Une alternative plus écologique aux bouteilles en plastique, car il y a moins de déchets d'emballage.
• Des quantités plus importantes : Les solutions d'hydroxyde de sodium et l'acide chlorhydrique sont disponibles en conteneurs IBC (jusqu'à 1000 l). Une capacité maximale pour un encombrement minimal. Les IBC sont utilisés pour le transport et le stockage de grandes quantités de liquides dans les industries chimique, alimentaire, cosmétique et pharmaceutique. Certifiés par l'ONU.
• Seaux en plastique (PP) pour matières solides de 5 kg à 25 kg, certifiés UN, adaptés à l'industrie chimique, alimentaire, cosmétique et pharmaceutique.

Nous proposons à nos clients différents accessoires et outils, comme des robinets, des clés et des adaptateurs, pour faciliter l'ouverture et le vidage des conteneurs.

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Sécurité
Les acides et les bases sont tous deux des produits chimiques dangereux pour la santé s'ils ne sont pas manipulés ou stockés correctement. Il est extrêmement important de manipuler et de stocker les produits chimiques en toute sécurité afin d'éviter les déversements sur le lieu de travail, les incendies, les explosions, la libération de gaz toxiques et les dommages corporels. Les fiches de données de sécurité (FDS) indiquent comment se protéger contre d'éventuelles atteintes à la santé, comment manipuler correctement le produit chimique, comment éviter les dangers potentiels, comment éliminer correctement le produit chimique, et bien plus encore. Pour votre propre sécurité et celle des autres, il est essentiel de manipuler les produits chimiques avec précaution et de suivre les protocoles appropriés. La lecture de l'intégralité de la fiche de données de sécurité peut contribuer à éviter les accidents et les blessures potentielles dus à une mauvaise utilisation des produits chimiques. Les SDS ou fiches de données de sécurité, officiellement connues sous le nom de MSDS (Material Safety Data Sheets), sont le format internationalement reconnu pour communiquer l'utilisation, la manipulation et le stockage de produits dangereux. Toutes les fiches de données de sécurité (FDS) sont disponibles sur notre site web. Veuillez lire attentivement les FDS avant d'utiliser le produit.

Pureté
Afin de minimiser le risque d'exposition de l'utilisateur aux acides et aux bases et de réduire le temps de préparation, nous proposons une large gamme de solutions préparées à différentes concentrations, avec des matières premières de la plus haute qualité et un contrôle de qualité strict, afin de garantir une concentration exacte et une pureté maximale.

Exemples d'acides et de bases à différentes concentrations :

Acide chlorhydrique, HCl, numéro CAS 7647-01-0 :

Hydroxyde de sodium, NaOH, CAS number 1310-73-2:

Acide Sulfurique, H₂SO₄, numéro CAS 7664-93-9:

Acide Nitrique, HNO₃, numéro CAS 7697-37-2:

Acide Acétique, CH₃COOH, numéro CAS 64-19-7:

Ammoniaque, NH₃/NH₄OH, numéro CAS 1336-21-6:

Hydroxyde de potassium, KOH, número CAS 1310-58-3:

Acide Phosphorique, H₃PO₄, numéro CAS 1310-58-3:

Où puis-je acheter des acides et des bases ?
Vous pouvez acheter des acides et des bases via notre réseau de distribution mondial ou dans notre boutique en ligne si vous êtes un distributeur enregistré d'ITW Reagents. Veuillez suivre ce lien pour trouver un distributeur dans votre pays.

Distributeurs
Pour les commandes dans un contexte réglementaire (p.ex. applications pharmaceutiques, alimentaires, cosmétiques), veuillez contacter notre équipe dédiée aux processus directement via notre modèle de contact.

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