Médaille
N°1 pour apprendre & réviser du collège au lycée.
Force des acides et des bases

Déjà plus de

1 million

d'inscrits !

Introduction :

De nombreux produits d’entretien couramment utilisés (détartrants, déboucheurs, détergents…) contiennent un acide ou une base et doivent être utilisés avec précaution.

Dans ce cours, nous étudierons la force des acides et des bases. Pour cela, nous commencerons par définir les acides forts et les bases fortes afin d’étudier la composition finale et le pH\text{pH} (potentiel Hydrogène) d’une solution d’acide fort ou de base forte. Nous nous intéresserons ensuite aux acides faibles et aux bases faibles et nous verrons que leur réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre. Enfin, nous aborderons les constantes d’équilibre des réactions acide/base et nous verrons que la valeur de la constante d’acidité permet de caractériser la force relative d’un acide ou d’une base.

Acides forts et bases fortes

Définitions

bannière definition

Définition

Acide fort :

Un acide fort est un acide dont la réaction d’hydrolyse est totale : l’acide AH\text{AH} est complétement dissocié dans l’eau.
L’équation de la réaction d’un acide fort AH\text{AH} avec l’eau s’écrit :
AH+H2OA+H3O+\text{AH}+ \text{H}2 \text{O} \to \text{A}^-+ \text{H}3 \text{O}^+

bannière definition

Définition

Base forte :

Une base forte est une base dont la réaction d’hydrolyse est totale.
L’équation de la réaction d’une base forte A\text{A}^- avec l’eau s’écrit :
A+H2OAH+HO\text{A}^-+ \text{H}_2 \text{O}\to \text{AH}+ \text{HO}^-

bannière rappel

Rappel

La flèche simple « \to » indique que la réaction chimique est totale, elle ne peut s’effectuer que dans un seul sens.

La base conjuguée d’un acide fort est une base indifférente et l’acide conjugué d’une base forte est un acide indifférent. C’est-à-dire qu’elles ne réagissent pas avec l’eau.

bannière exemple

Exemple

L’acide nitrique HNO3\text{HNO}3 est un acide fort. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
HNO3,(aq)+H2O(l)NO3,(aq)+H3O(aq)+\text{HNO}
{3,(\text{aq})}+\text{H}2\text{O}{(\text{l})}\to \text{NO}{3,(\text{aq})}^-+\text{H}3\text{O}_{(\text{aq})}^+.

L’ion éthanolate C2H5O\text{C}2\text{H}5\text{O}^- est une base forte. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
C2H5O(aq)+H2O(l)C2H5OH(aq)+HO(aq)\text{C}2\text{H}5\text{O}{(\text{aq})}^-+\text{H}2\text{O}{(\text{l})}\to \text{C}2 \text{H}5\text{OH}{(\text{aq})}+\text{HO}_{(\text{aq})}^-.

Solutions courantes d’acides forts et de bases fortes

L’acide nitrique HNO3\text{HNO}_3 et le chlorure d’hydrogène HCl\text{HCl} sont des acides forts courants. Dans l’eau, la réaction de dissociation des acides forts est totale. Autrement dit, les acides forts cèdent complètement leur(s) proton(s) acide(s) lorsqu’ils sont dissous dans l’eau.

bannière à retenir

À retenir

La solution aqueuse d’acide nitrique a pour formule : H3O(aq)++NO3(aq)\text{H}3\text{O}{(\text{aq})}^+ + \text{NO}_{3(\text{aq})}^-.

La solution aqueuse de chlorure d’hydrogène (acide chlorhydrique) a pour formule : H3O(aq)++Cl(aq)\text{H}3\text{O}{(\text{aq})}^+ + \text{Cl}_{(\text{aq})}^-.

L’hydroxyde de sodium NaOH\text{NaOH} et l’hydroxyde de potassium KOH\text{KOH} sont des bases fortes courantes. Dans l’eau, elles sont totalement dissociées en ions.

bannière à retenir

À retenir

La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (soude) a pour formule : Na(aq)++HO(aq)+\text{Na}{(\text{aq})}^+ + \text{HO}{(\text{aq})}^+.

La solution aqueuse d’hydroxyde potassium (potasse) a pour formule : K(aq)++HO(aq)\text{K}{(\text{aq})}^+ + \text{HO}{(\text{aq})}^-.

Composition finale et pH\text{pH} d’une solution d’acide fort

Considérons une solution aqueuse d’acide fort. L’acide fort est noté AH\text{AH} et la concentration molaire apportée en acide fort est notée CC.

bannière rappel

Rappel

La concentration molaire apportée en acide fort est la quantité de matière d’acide fort dissoute par unité de volume de solution.

Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :

Équation chimique AH\text{AH} + H2O+\ \text{H}2\text{O} A\to\, \text{A}^- + H3O++\ \text{H}3\text{O}^+
État du système Avancement (mol)(\text{mol}) Quantités de matière (mol)(\text{mol})
Initial 00 C×VC\times V Excès 00 00 (on néglige l’autoprotolyse de l’eau)
Intermédiaire xx (C×V)x(C\times V)-x Excès xx xx
Final xf=xmaxx\text{f}=x{\text{max}} (C×V)xmax(C\times V)-x{\text{max}} Excès xmaxx{\text{max}} xmaxx_{\text{max}}
  • Dans une solution d’acide fort, l’acide AH\text{AH} réagit totalement avec l’eau.

La réaction étant totale, l’avancement final correspond donc à l’avancement maximal : xf=xmaxx{\text{f}} = x{\text{max}}.
La quantité de matière de l’acide AH\text{AH} dans l’état final est considérée nulle : n(AH)f=(C×V)xmax=0n(\text{AH}){\text{f}}=(C\times V)-x{\text{max}}=0.

  • Soit, xmax=C×Vx_{\text{max}}=C\times V.

Nous pouvons donc écrire que : n(H3O+)f=C×Vn(\text{H}3\text{O}^+){\text{f}}=C\times V.

  • Soit, [H3O+]f=C[\text{H}3\text{O}^+]{\text{f}}=C, avec [H3O+]f[\text{H}3\text{O}^+]{\text{f}} la concentration en ions oxonium dans l’état final.

Le pH\text{pH} d’une solution aqueuse étant défini par la relation pH=log[H3O+]\text{pH}=-\text{log} [\text{H}_3\text{O}^+].

  • Nous pouvons en déduire que : pH=log(C)\text{pH}=- \text{log} (C).
bannière à retenir

À retenir

Le pH\text{pH} d’une solution aqueuse d’acide fort, de concentration molaire apportée en acide fort CC, est donné par la relation : pH=log(C)\text{pH}=- \text{log} (C).

bannière rappel

Rappel

Le pH\text{pH} est une grandeur sans dimension.

bannière attention

Attention

Cette relation n’est valable que si l’on peut négliger l’autoprotolyse de l’eau, c’est-à-dire si C>105 molL1C > 10^{-5}\ \text{mol}\cdot \text{L}^{-1}.

bannière exemple

Exemple

On dispose d’une solution aqueuse de chlorure d’hydrogène de concentration molaire apportée C=8×103 molL1C=8\times 10^{-3}\ \text{mol}\cdot \text{L}^{-1}.
Le chlorure d’hydrogène étant un acide fort : sa réaction avec l’eau est totale.
Par conséquent, le pH\text{pH} de cette solution est donné par la relation : pH=log(C)\text{pH}=- \text{log} (C).

  • pH=log(8×103)=2,1\text{pH}=- \text{log} (8\times 10^{-3})=2,1

Le pH\text{pH} de la solution aqueuse de chlorure d’hydrogène est égal à 2,12,1.

Composition finale et pH\text{pH} d’une solution de base forte

Considérons une solution aqueuse de base forte. La base forte est notée A\text{A}^- et la concentration molaire apportée en base forte est notée CC.

Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :

Équation chimique A\text{A}^- + H2O+\ \text{H}2\text{O} AH\to\, \text{AH} + HO+\ \text{HO}^-
État du système Avancement (mol)(\text{mol}) Quantités de matière (mol)(\text{mol})
Initial 00 C×VC\times V Excès 00 00 (on néglige l’autoprotolyse de l’eau)
Intermédiaire xx (C×V)x(C\times V)-x Excès xx xx
Final xf=xmaxx\text{f}=x{\text{max}} (C×V)xmax(C\times V)-x{\text{max}} Excès xmaxx{\text{max}} xmaxx{\text{max}}
  • Dans une solution de base forte, la base A\text{A}^- réagit totalement avec l’eau.

La réaction étant totale, l’avancement final correspond donc à l’avancement maximal : xf=xmaxx{\text{f}} = x{\text{max}}.
La quantité de matière de la base A\text{A}^- dans l’état final est considérée nulle : n(A)f=(C×V)xmax=0n(\text{A}^-){\text{f}}=(C\times V)-x{\text{max}}=0.

  • Soit, xmax=C×Vx_{\text{max}}=C\times V.

Nous pouvons donc écrire que : n(HO)f=C×Vn(\text{HO}^-)_{\text{f}}=C\times V.

  • Soit, [HO]f=C[\text{HO}^-]{\text{f}}=C, avec [HO]f[\text{HO}^-]{\text{f}} la concentration en ions hydroxyde dans l’état final.

Nous savons que le pH\text{pH} d’une solution aqueuse est défini par la relation : pH=log[H3O+]\text{pH}=-\text{log} [\text{H}3\text{O}^+].
En utilisant le produit ionique de l’eau (notion abordée plus en détails dans la 3e partie), Ke=[H3O+]×[HO]K
\text{e}=[\text{H}_3\text{O}^+]\times [\text{HO}^-], nous obtenons :

  • [H3O+]=Ke[HO][\text{H}3\text{O}^+]= \dfrac{K\text{e}}{[\text{HO}^-]}25°C25\degree\text{C}, Ke=1014K_\text{e}=10^{-14})

À 25°C25\degree\text{C}, le pH\text{pH} peut alors être défini par la relation : pH=log(1014[HO])=14+log[HO] \text{pH}=-\text{log}\left(\dfrac{10^{-14}}{[\text{HO}^-]}\right) =14+\text{log}[\text{HO}^-].

  • Soit, pH=14+log(C)\text{pH}=14+\text{log}(C).
bannière à retenir

À retenir

À 25°C25\degree\text{C}, le pH\text{pH} d’une solution aqueuse de base forte, dont la concentration molaire apportée en base forte est notée CC, est donné par la relation : pH=14+log(C)\text{pH}=14+\text{log}(C).

bannière attention

Attention

Cette relation n’est valable que si l’on peut négliger l’autoprotolyse de l’eau, c’est-à-dire si C>105 molL1C > 10^{-5}\ \text{mol}\cdot \text{L}^{-1}.

bannière exemple

Exemple

On dispose d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration molaire apportée C=6×103 molL1C = 6\times 10^{-3}\ \text{mol}\cdot \text{L}^{-1}.
L’hydroxyde de sodium étant une base forte : elle est totalement dissociée dans l’eau. Par conséquent, à 25°C25\degree\text{C}, le pH\text{pH} de cette solution est donné par la relation : pH=14+log(C)\text{pH}=14+\text{log}(C).

  • pH=14+log(6×103)=11,8\text{pH}=14 + \text{log} (6\times 10^{-3})=11,8

À 25°C25\degree\text{C}, le pH\text{pH} de la solution aqueuse d’hydroxyde de sodium est égal à 11,811,8.

Acides faibles et bases faibles

Définitions

bannière definition

Définition

Acide faible :

Un acide faible est un acide dont la réaction d’hydrolyse n’est pas totale : l’acide AH\text{AH} est partiellement dissocié dans l’eau. Sa réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre dans lequel l’acide et sa base conjuguée coexistent.
L’équation de la réaction d’un acide faible AH\text{AH} avec l’eau s’écrit : AH+H2OA+H3O+\text{AH}+\text{H}2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^-+\text{H}3\text{O}^+

bannière definition

Définition

Base faible :

Une base faible est une base dont la réaction d’hydrolyse n’est pas totale. Sa réaction avec l’eau conduit à un état d’équilibre dans lequel la base et son acide conjugué coexistent.
L’équation de la réaction d’une base faible A\text{A}^- avec l’eau s’écrit : A+H2OAH+HO\text{A}^-+\text{H}_2 \text{O} \rightleftharpoons \text{AH}+ \text{HO}^-

bannière rappel

Rappel

La double flèche « \rightleftharpoons » indique que la réaction chimique peut se faire dans les deux sens, la réaction est limitée.

La base conjuguée d’un acide faible est une base faible et l’acide conjugué d’une base faible est un acide faible.

bannière exemple

Exemple

L’acide éthanoïque CH3COOH\text{CH}3\text{COOH} est un acide faible. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
CH3COOH(aq)+H2O(l)CH3COO(aq)+H3O(aq)+\text{CH}
3\text{COOH}{(\text{aq})}+\text{H}2\text{O}{(\text{l})} \rightleftharpoons \text{CH}3\text{COO}{(\text{aq})}^-+ \text{H}3 \text{O}_{(\text{aq})}^+.

L’ammoniac NH3\text{NH}3 est une base faible. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
NH3,(aq)+H2O(l)NH4,(aq)++HO(aq)\text{NH}
{3,(\text{aq})}+ \text{H}2 \text{O}{(\text{l})} \rightleftharpoons \text{NH}{4,(\text{aq})}^+ + \text{HO}{(\text{aq})}^-.

Solutions courantes d’acides faibles et de bases faibles

L’acide éthanoïque est un acide faible, sa réaction d’hydrolyse n’est pas totale. Autrement dit, l’acide éthanoïque ne cède qu’une partie de ses protons acides.

bannière à retenir

À retenir

La solution aqueuse d’acide éthanoïque a pour formule chimique : CH3COOH(aq)\text{CH}3\text{COOH}{(\text{aq})}.

L’ammoniac est une base faible courante. Sa réaction avec l’eau est partielle.

bannière à retenir

À retenir

La solution aqueuse d’ammoniac, couramment appelée ammoniaque, a pour formule chimique : NH3(aq)\text{NH}_{3(\text{aq})}.

Composition finale d’une solution d’acide faible

Considérons une solution aqueuse d’acide faible. L’acide faible est noté AH\text{AH} et la concentration molaire apportée en acide faible est notée CC.

Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :

Équation chimique AH\text{AH} + H2O+\ \text{H}2\text{O} A\rightleftharpoons\, \text{A}^- + H3O++\ \text{H}3\text{O}^+
État du système Avancement (mol)(\text{mol}) Quantités de matière (mol)(\text{mol})
Initial 00 C×VC\times V Excès 00 00 (on néglige l’autoprotolyse de l’eau)
Intermédiaire xx (C×V)x(C\times V)-x Excès xx xx
Final xfx\text{f} (C×V)xf(C\times V)-x{\text{f}} Excès xfx{\text{f}} xfx{\text{f}}
  • Dans une solution d’acide faible, l’acide AH\text{AH} ne réagit pas totalement avec l’eau.

Il reste donc de l’acide AH\text{AH} à l’état final et l’avancement final ne correspond pas à l’avancement maximal : xf<xmaxx{\text{f}}< x{\text{max}}.

  • Par conséquent, [H3O+]f<C[\text{H}3\text{O}^+]{\text{f}} < C.
bannière à retenir

À retenir

Dans une solution d’acide faible, les réactifs et les produits coexistent dans le système à l’état final.

Composition finale d’une solution de base faible

Considérons une solution aqueuse de base faible. La base faible est notée A\text{A}^- et la concentration molaire apportée en base faible est notée CC.

Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :

Équation chimique A\text{A}^- + H2O+\ \text{H}2\text{O} AH\rightleftharpoons\, \text{AH} + HO+\ \text{HO}^-
État du système Avancement (mol)(\text{mol}) Quantités de matière (mol)(\text{mol})
Initial 00 C×VC\times V Excès 00 00 (on néglige l’autoprotolyse de l’eau)
Intermédiaire xx (C×V)x(C\times V)-x Excès xx xx
Final xfx\text{f} (C×V)xf(C\times V)-x{\text{f}} Excès xfx{\text{f}} xfx_{\text{f}}
  • Dans une solution de base faible, la base A\text{A}^- ne réagit pas totalement avec l’eau.

Il reste donc de la base A\text{A}^- à l’état final et l’avancement final ne correspond pas à l’avancement maximal : xf<xmaxx{\text{f}}< x{\text{max}}.

  • Par conséquent, [HO]final<C[\text{HO}^-]_{\text{final}}< C.
bannière à retenir

À retenir

Dans une solution de base faible, les réactifs et les produits coexistent dans le système à l’état final.

Constantes d’équilibre de réactions acide/base

Constante d’acidité d’un couple acide/base

bannière definition

Définition

Constante d’acidité :

Considérons l’équation de la réaction d’un acide faible AH\text{AH} avec l’eau : AH+H2OA+H3O+\text{AH}+ \text{H}2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^-+\text{H}3\text{O}^+

La constante d’acidité KaK{\text{a}} du couple AH/A\text{AH}/\text{A}^- est la constante d’équilibre associée à cette équation. Elle est définie par la relation :
Ka=[H3O+]eq×[A]eq[AH]eqK
{\text{a}}=\dfrac{[\text{H}3\text{O}^+]{eq}\times[\text{A}^-]{eq}}{[\text{AH}]{eq}}

Les concentrations molaires sont celles à l’équilibre.

  • La constante d’acidité est une grandeur sans dimension caractéristique d’un couple acide faible/base faible. Sa valeur dépend de la température.
bannière à retenir

À retenir

Le pKa\text{p}K{\text{a}} (potentiel KaK{\text{a}}) du couple AH/A\text{AH}/\text{A}^- est défini par la relation : pKa=log(Ka)\text{p}K{\text{a}}=-\text{log}(K{\text{a}})

  • Le pKa\text{p}K_{\text{a}} est une grandeur sans dimension caractéristique d’un couple acide faible/base faible.

La valeur de la constante d’acidité permet de caractériser la force relative d’un acide ou d’une base.

bannière à retenir

À retenir

  • Un acide est d’autant plus fort que la constante d’acidité du couple est grande et que le pKa\text{p}K_{\text{a}} est petit.
  • Une base est d’autant plus forte que la constante d’acidité du couple est petite et que le pKa\text{p}K_{\text{a}} est grand.

physique chimie terminale force des acide et des bases constante d’acidité Échelle de pKa\text{p}K_{\text{a}} de quelques couples acide/base

Le pKa\text{p}K_{\text{a}} d’un couple acide faible/base faible est compris entre 00 et 1414.

bannière exemple

Exemple

Considérons le couple CH3COOH/CH3COO (pKa=4,8)\text{CH}3\text{COOH}/ \text{CH}3\text{COO}^-\ ( \text{p}K{\text{a}} = 4,8) et le couple NH4+/NH3 (pKa=9,2)\text{NH}4^+/ \text{NH}3\ (\text{p}K{\text{a}} = 9,2).

Le pKa\text{p}K{\text{a}} du couple CH3COOH/CH3COO\text{CH}3\text{COOH}/ \text{CH}3\text{COO}^- étant inférieur à celui du couple NH4+/NH3\text{NH}4^+/ \text{NH}3, nous pouvons en déduire que l’acide CH3COOH\text{CH}3\text{COOH} est plus fort que l’acide NH4+\text{NH}4^+, et que la base CH3COO\text{CH}3\text{COO}^- est plus faible que la base NH3\text{NH}_3.

Produit ionique de l’eau

L’eau est une espèce amphotère, c’est-à-dire qu’elle peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base. Elle peut donc réagir sur elle-même.

L’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau est la suivante :
2H2O(l)H3O(aq)++HO(aq)2\text{H}2\text{O}{(\text{l})} \rightleftharpoons \text{H}3\text{O}{(\text{aq})}^+ +\text{HO}_{(\text{aq})}^-

bannière definition

Définition

Produit ionique :

Le produit ionique de l’eau KeK{\text{e}} est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.
Il est défini par la relation :
Ke=[H3O+]eq×[HO]eqK
{\text{e}}=[\text{H}3\text{O}^+]{eq}\times [\text{HO}^-]_{eq}

Les concentrations molaires sont celles à l’équilibre.

  • Le produit ionique de l’eau est une grandeur sans dimension et sa valeur dépend de la température.
    À 25°C25\degree\text{C}, Ke=1014K_{\text{e}}= 10^{-14}.
bannière à retenir

À retenir

Le pKe\text{p}K{\text{e}} est défini par la relation : pKe=log(Ke)\text{p}K{\text{e}}=-\text{log}(K{\text{e}}) C’est une grandeur sans dimension.
À 25°C25\degree\text{C}, pKe=14\text{p}K
{\text{e}}=14.

Conclusion :

Certaines bases, appelées bases fortes, réagissent totalement avec l’eau, alors que d’autres bases, appelées bases faibles, ne réagissent que partiellement avec l’eau et conduisent à un état d’équilibre. De même, certains acides, appelés acides forts, réagissent totalement avec l’eau, alors que d’autres acides, appelés acides faibles, ne réagissent que partiellement avec l’eau et conduisent à un état d’équilibre.
À cet équilibre est associée une constante d’équilibre appelée constante d’acidité KaK_{\text{a}} du couple acide faible/base faible. La valeur de cette constante d’acidité permet de caractériser la force relative de l’acide ou de la base.