La comparaison de la constante d’acidité des couples acide-base permet un classement des acides et des bases des plus forts aux plus faibles.
I. Les acides et bases forts et faibles
Un acide HA ou une base A− qui réagit avec l’eau par une réaction totale est qualifié d’acide fort ou de base forte.
HA(aq) + H2O(ℓ) → H3O+(aq) + A−(aq) A−(aq) + H2O(ℓ) → HA(aq) + HO−(aq).
Exemples : • Acides forts : gaz chlorure d’hydrogène HCl ; acide nitrique HNO3.
Bases fortes : hydroxyde de sodium NaOH ; ion éthanolate C2H5O−.
Un acide HA ou une base A− est faible si sa réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre avec τ < 1.
HA(aq) + H2O(ℓ)⇄ H3O+(aq) + A−(aq) A−(aq) + H2O(ℓ)⇄ HA(aq) + HO−(aq).
Exemples : • Les acides carboxyliques RCO2H sont des acides faibles dans l’eau.
Les ions carboxylate RCO2− et les amines RNH2 sont des bases faibles dans l’eau.
II. Classement des acides et des bases
Un acide HA est d’autant plus fort que le taux d’avancement final τ de sa réaction avec l’eau est élevé ou que la constante d’acidité KA de son couple est grande (ou que le pKA est faible).
Une base A− est d’autant plus forte que le taux d’avancement final τ de sa réaction avec l’eau est élevé ou que la constante d’acidité Ka de son couple est faible (ou que le pKA est grand).
À noter
Plus un acide HA d’un couple est fort plus sa base conjuguée A− est faible.
Les couples de l’eau : H3O+/H2O et H2O/HO–
H3O+ + H2O ⇄H2O + H3O+KA=H3O+éqH3O+éq=1 et pKA = 0 ;
H2O + H2O ⇄HO− + H3O+KA = Ke = [H3O+] × [HO−] = 10−14 et pKe = 14.
H3O+ est l’acide le plus fort en solution aqueuse et HO– est la base la plus forte en solution aqueuse.
Pour tout couple acide faible/base faible :
1 < KA < 10−14 ou 0 < pKA < 14.
À concentration identique : la solution de l’acide le plus fort possède le pH le plus faible et la solution de base la plus forte possède le pH le plus élevé.
Méthode
Comparer la force de trois acides
On considère trois solutions aqueuses des acides HA1, HA2 et HA3, toutes trois à la concentration de 1,0 × 10−3 mol · L−1. La mesure, dans un ordre quelconque, du pH de chaque solution donne les valeurs : 3,0 ; 3,6 et 6,1.
a. HA2 est un acide fort. Attribuer un pH à la solution de HA2. Argumenter.
b. Classer ces acides par force croissante et associer un pH à chaque solution.
Données à 25 °C : KA1(HA1/A1−) = 6,3 × 10−5, pKA3(HA3/A3−) = 9,2.
Conseils
a. Définissez un acide fort. Déterminez le pH d’une solution de concentration C.
b. Comparez les constantes d’acidité ou les pKA. Plus un acide est fort, à même concentration, plus son pH sera petit.
Solution
a. Un acide est fort si sa réaction avec l’eau est totale. Si on dissout n mol d’acide fort dans un volume V, on retrouve n mol d’ions oxonium en solution.
H3O+c0=−logCc0
pH = −log1,0×10−31,0 = 3,0. HA2 est un acide fort, libérant des H3O+ dans l’eau par une réaction totale. Cette solution a un pH de 3,0.
b. Les deux autres acides ayant un pH > 3 sont des acides faibles. Pour comparer la force de deux acides, on compare les KA ou pKA : KA1 = 6,3 × 10−5 soit pKA1 = − log(6,3 × 10−5) = 4,2 et pKA3 = 9,2 soit KA3 = 10−9,2 = 6,3 × 10−10. On constate que KA1 > KA3 ou pKA1 < pKA3 donc l’acide HA1 est un acide plus fort que l’acide HA3.
HA(aq) + H2O(ℓ)⇄ H3O+(aq) + A−(aq) Plus KA est grand, plus la réaction est déplacée dans le sens direct donc dans le sens de la formation des ions H3O+.
HA(aq) + H2O(ℓ)
La réaction de HA1 avec l’eau sera donc plus déplacée dans le sens direct ce qui produira plus d’ions H3O+ et donnera un pH plus petit.