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Force des acides et des bases
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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 (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
Acide fort :
Un acide fort est un acide dont la réaction d’hydrolyse est totale : l’acide est complétement dissocié dans l’eau.
L’équation de la réaction d’un acide fort avec l’eau s’écrit :
Base forte :
Une base forte est une base dont la réaction d’hydrolyse est totale.
L’équation de la réaction d’une base forte avec l’eau s’écrit :
La flèche simple « » 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.
L’acide nitrique est un acide fort. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
.
L’ion éthanolate est une base forte. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
.
Solutions courantes d’acides forts et de bases fortes
L’acide nitrique et le chlorure d’hydrogène 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.
La solution aqueuse d’acide nitrique a pour formule : .
La solution aqueuse de chlorure d’hydrogène (acide chlorhydrique) a pour formule : .
L’hydroxyde de sodium et l’hydroxyde de potassium sont des bases fortes courantes. Dans l’eau, elles sont totalement dissociées en ions.
La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (soude) a pour formule : .
La solution aqueuse d’hydroxyde potassium (potasse) a pour formule : .
Composition finale et d’une solution d’acide fort
Considérons une solution aqueuse d’acide fort. L’acide fort est noté et la concentration molaire apportée en acide fort est notée .
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 | |||||
État du système | Avancement | Quantités de matière | |||
Initial | Excès | (on néglige l’autoprotolyse de l’eau) | |||
Intermédiaire | Excès | ||||
Final | Excès |
La réaction étant totale, l’avancement final correspond donc à l’avancement maximal : .
La quantité de matière de l’acide dans l’état final est considérée nulle : .
Nous pouvons donc écrire que : .
Le d’une solution aqueuse étant défini par la relation .
Le d’une solution aqueuse d’acide fort, de concentration molaire apportée en acide fort , est donné par la relation : .
Le est une grandeur sans dimension.
Cette relation n’est valable que si l’on peut négliger l’autoprotolyse de l’eau, c’est-à-dire si .
On dispose d’une solution aqueuse de chlorure d’hydrogène de concentration molaire apportée .
Le chlorure d’hydrogène étant un acide fort : sa réaction avec l’eau est totale.
Par conséquent, le de cette solution est donné par la relation : .
Le de la solution aqueuse de chlorure d’hydrogène est égal à .
Composition finale et d’une solution de base forte
Considérons une solution aqueuse de base forte. La base forte est notée et la concentration molaire apportée en base forte est notée .
Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :
Équation chimique | |||||
État du système | Avancement | Quantités de matière | |||
Initial | Excès | (on néglige l’autoprotolyse de l’eau) | |||
Intermédiaire | Excès | ||||
Final | Excès |
La réaction étant totale, l’avancement final correspond donc à l’avancement maximal : .
La quantité de matière de la base dans l’état final est considérée nulle : .
Nous pouvons donc écrire que : .
Nous savons que le d’une solution aqueuse est défini par la relation : .
En utilisant le produit ionique de l’eau (notion abordée plus en détails dans la 3e partie), , nous obtenons :
À , le peut alors être défini par la relation : .
À , le d’une solution aqueuse de base forte, dont la concentration molaire apportée en base forte est notée , est donné par la relation : .
Cette relation n’est valable que si l’on peut négliger l’autoprotolyse de l’eau, c’est-à-dire si .
On dispose d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration molaire apportée .
L’hydroxyde de sodium étant une base forte : elle est totalement dissociée dans l’eau. Par conséquent, à , le de cette solution est donné par la relation : .
À , le de la solution aqueuse d’hydroxyde de sodium est égal à .
Acides faibles et bases faibles
Définitions
Acide faible :
Un acide faible est un acide dont la réaction d’hydrolyse n’est pas totale : l’acide 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 avec l’eau s’écrit :
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 avec l’eau s’écrit :
La double flèche « » 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.
L’acide éthanoïque est un acide faible. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
.
L’ammoniac est une base faible. L’équation de sa réaction avec l’eau est la suivante :
.
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.
La solution aqueuse d’acide éthanoïque a pour formule chimique : .
L’ammoniac est une base faible courante. Sa réaction avec l’eau est partielle.
La solution aqueuse d’ammoniac, couramment appelée ammoniaque, a pour formule chimique : .
Composition finale d’une solution d’acide faible
Considérons une solution aqueuse d’acide faible. L’acide faible est noté et la concentration molaire apportée en acide faible est notée .
Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :
Équation chimique | |||||
État du système | Avancement | Quantités de matière | |||
Initial | Excès | (on néglige l’autoprotolyse de l’eau) | |||
Intermédiaire | Excès | ||||
Final | Excès |
Il reste donc de l’acide à l’état final et l’avancement final ne correspond pas à l’avancement maximal : .
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 et la concentration molaire apportée en base faible est notée .
Nous pouvons dresser le tableau d’avancement suivant :
Équation chimique | |||||
État du système | Avancement | Quantités de matière | |||
Initial | Excès | (on néglige l’autoprotolyse de l’eau) | |||
Intermédiaire | Excès | ||||
Final | Excès |
Il reste donc de la base à l’état final et l’avancement final ne correspond pas à l’avancement maximal : .
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
Constante d’acidité :
Considérons l’équation de la réaction d’un acide faible avec l’eau :
La constante d’acidité du couple est la constante d’équilibre associée à cette équation. Elle est définie par la relation :
Les concentrations molaires sont celles à l’équilibre.
Le (potentiel ) du couple est défini par la relation :
La valeur de la constante d’acidité permet de caractériser la force relative d’un acide ou d’une base.
Échelle de de quelques couples acide/base
Le d’un couple acide faible/base faible est compris entre et .
Considérons le couple et le couple .
Le du couple étant inférieur à celui du couple , nous pouvons en déduire que l’acide est plus fort que l’acide , et que la base est plus faible que la base .
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 :
Produit ionique :
Le produit ionique de l’eau est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.
Il est défini par la relation :
Les concentrations molaires sont celles à l’équilibre.
Le est défini par la relation :
C’est une grandeur sans dimension.
À , .
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 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.