Force d’un acide ou d’une base dans l’eau

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)$\rightleftarrows$ H₃O⁺_(aq) + A⁻_(aq)  A⁻_(aq) + H₂O_(ℓ)$\rightleftarrows$ 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 K_A de son couple est grande (ou que le pK_A 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 K_a de son couple est faible (ou que le pK_A 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 $\rightleftarrows$H₂O + H₃O⁺$K_{\text{A}}=\frac{{\left({\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right)}_{\text{éq}}}{{\left({\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right)}_{\text{éq}}}=1$ et pK_A = 0 ;

H₂O + H₂O $\rightleftarrows$HO⁻ + H₃O⁺K_A = K_e = [H₃O⁺] × [HO⁻] = 10⁻¹⁴ et pK_e = 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 < K_A < 10⁻¹⁴ ou 0 < pK_A < 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.

Conseils

a. Définissez un acide fort. Déterminez le pH d’une solution de concentration C.

b. Comparez les constantes d’acidité ou les pK_A. 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 = $\frac{-\log \left(\mathrm{1,0}\times {10}^{-3}\right)}{\mathrm{1,0}}$ = 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 K_A ou pK_A : K_A1 = 6,3 × 10⁻⁵ soit pK_A1 = − log(6,3 × 10⁻⁵) = 4,2 et pK_A3 = 9,2 soit K_A3 = 10^−9,2 = 6,3 × 10⁻¹⁰. On constate que K_A1 > K_A3 ou pK_A1 < pK_A3 donc l’acide HA₁ est un acide plus fort que l’acide HA₃.

HA_(aq) + H₂O_(ℓ)$\rightleftarrows$ H₃O⁺_(aq) + A⁻_(aq) Plus K_A 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) H₃O⁺_(aq) + A⁻_(aq)  $K_{\text{A}}=\frac{{\left({\text{A}}^{-}\right)}_{\text{éq}}\times {\left({\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right)}_{\text{éq}}}{{\left(\text{HA}\right)}_{\text{éq}}}$ et K_A1 > K_A3.

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.