Il est important de pouvoir distinguer les acides forts des acides faibles, à la fois à des fins académiques et lorsque nous les utilisons en laboratoire. Les acides forts sont très rares, donc l’un des moyens les plus simples de les distinguer des acides faibles est de mémoriser ce qu’ils sont. Tout autre acide non répertorié sera un acide faible.
Aspects clés des acides forts et des acides faibles
- Les acides forts se dissocient complètement dans les solutions aqueuses, de sorte que toutes leurs molécules perdent au moins un proton (H + ) qui forme un ion hydronium (H 3 O + ) avec la molécule d’eau, tandis que les acides faibles ne se dissocient que partiellement.
- Les acides forts sont très peu nombreux, il n’y a que sept acides inorganiques forts, donc pour les différencier facilement des faibles, on peut les mémoriser ; s’il n’est pas répertorié, ce sera un acide faible.
- Les acides forts sont l’acide chlorhydrique (HCl), l’acide nitrique (HNO3 ) , l’acide sulfurique (H2SO4 ) , l’acide bromhydrique ( HBr ) , l’acide iodhydrique (HI), l’acide perchlorique ( HClO4 ) et l’acide chlorique (HClO3 ) .
- Le seul acide faible formé à partir de la réaction d’un élément halogène est l’acide fluorhydrique (HF). Bien que techniquement un acide faible, l’acide fluorhydrique est très corrosif.
acides forts
Les acides forts se dissocient complètement dans les solutions aqueuses, chaque molécule libérant au moins un proton (cation H + ) qui forme un ion hydronium (H 3 O + ) avec la molécule d’eau. Les acides forts inorganiques les plus courants sont au nombre de sept.
- Acide chlorhydrique (HCl)
- Acide nitrique (HNO 3 )
- Acide sulfurique (H 2 SO 4 )
- Acide bromhydrique (HBr)
- Acide iodhydrique (HI)
- Acide perchlorique (HClO 4 )
- Acide chlorique (HClO 3 )
Les exemples suivants sont des réactions d’ionisation typiques d’acides forts dans des solutions aqueuses.
HCl → H + + Cl –
HNO 3 → H + + NO 3 –
H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 –
Il faut préciser que dans ces réactions les ions hydrogène ont une charge positive, ce sont des cations, et que le sens de la réaction est uniquement vers les produits, ce qui indique que toutes les molécules de réactifs se dissocient.
acides faibles
Les acides faibles ne se dissocient pas complètement dans les solutions aqueuses ; c’est-à-dire qu’un certain nombre de molécules réactives conservent leur composition d’origine. C’est le cas de l’acide fluorhydrique (HF). Il y a beaucoup plus d’acides faibles que d’acides forts. La plupart des acides organiques sont faibles, à quelques exceptions près comme l’acide p-toluènesulfonique, qui se dissocie un peu, mais pas complètement. Certains acides faibles sont énumérés ci-dessous par ordre d’acidité décroissante.
- HO 2 C 2 O 2 H – acide oxalique
- H 2 SO 3 – acide sulfureux
- HSO 4 – – ion hydrogénosulfate
- H 3 PO 4 – acide phosphorique
- HNO 2 – acide nitreux
- HF – acide fluorhydrique
- HCO 2 H – acide méthanoïque
- C 6 H 5 COOH – acide benzoïque
- CH 3 COOH – acide acétique
- HCOOH – acide formique
Un exemple de réaction d’ionisation d’acide faible est l’acide acétique, qui génère des cations hydronium et des anions acétate.
CH 3 COOH + H 2 O ⇆ H 3 O + + CH 3 COO –
Il est à noter que dans ce cas, contrairement aux acides forts, la réaction se produit dans les deux sens, comme l’indique la double flèche. Dans ce cas, comme la réaction inverse est plus probable, environ 1% seulement des molécules d’acide acétique se dissocient, tandis que les autres restent dans leur composition d’origine.
Comment distinguer les acides forts des acides faibles
La valeur de la constante d’équilibre de la réaction de dissociation indique si un acide est fort ou faible . C’est-à-dire que la constante de dissociation acide K a , est la constante d’équilibre de la réaction de dissociation acide en milieu aqueux (le paramètre logarithmique est également utilisé, pK a = -logK a ). La valeur de K a est grande pour les acides forts (et celle de pK a est petite) ; dans les acides faibles, la valeur de K a est petite (et celle de pK a est grande).
Fort ou faible par rapport à concentré ou dilué
Il faut veiller à ne pas confondre les termes fort et faible avec concentré et dilué. Un acide concentré a une grande quantité d’acide dans la solution aqueuse ; un dilué a peu d’acide. Par exemple, si vous avez de l’acide acétique 12M (concentration de 12 moles par litre) d’un acide, vous avez une solution forte, mais l’acide est toujours faible. Une solution d’acide chlorhydrique 0,0005 M (concentration de 0,0005 mol par litre) est une solution diluée, mais l’acide est toujours fort.
Différence entre fort et corrosif
Il est possible de boire de l’acide acétique dilué (ce qui est en fait du vinaigre), mais boire la même concentration d’acide sulfurique produirait une énorme brûlure chimique. Le terme corrosif (dans ce cas, il s’agit d’acide sulfurique) fait référence aux dommages que l’acide génère dans le matériau avec lequel il entre en contact, tandis qu’être fort ou faible est une caractéristique de l’acide. Bien que les acides soient souvent corrosifs, certains carboranes sont des acides très forts, beaucoup plus forts que l’acide sulfurique, mais peuvent être tenus dans la main sans agresser la peau, alors que l’acide fluorhydrique, même un acide faible, détruirait les tissus main dans la main avec un contact minimal .
Sources
- Housecroft, CE Chimie Inorganique . (deuxième édition) Prentice Hall. Sharpe, AG (2004). ISBN 978-0-13-039913-7.
- Porterfield, William W. Chimie inorganique. (1984). Addison-Wesley. ISBN 0-201-05660-7.
- Trummal, A., Lipping, L., et al. Acidité des acides forts dans l’eau et le diméthylsulfoxyde . J. Phys. Chem. A. 120(20) (2016) 3663–3669. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253
