Lorsque l'eau se dissocie, elle se divise en autant d'ions hydrogène et d'ions hydroxyde. En revanche, lorsque d'autres substances se dissocient, elles peuvent libérer plus d'ions hydrogène ou plus d'ions hydroxyde. Par exemple, l'acide chlorhydrique libère plus d'ions hydrogène quand il se dissocie.
Mais quels sont les acides ? Pour en savoir plus sur les acides et ses caractéristiques, consulte ce résumé de cours.
- Ce résumé de cours traite l'acide en chimie.
- Tout d'abord, nous allons définir les acides bases.
- Nous examinerons ensuite la réactivité des acides forts et les protons.
- Pour consolider notre apprentissage, nous comparerons les pH des acides forts, avant d'examiner l'acidité.
- Ensuite, nous explorerons la liste des acides forts et les composés chimiques.
- Nous aborderons les acides et bases de Lewis en donnant des exemples.
- Enfin, nous présenterons le concept de système de solvants, l'auto-ionisation de certains solvants et la limitation du concept de système de solvants.
Acides et bases
En chimie, il existe des bases et des acides. Ceux-ci se distinguent entre autres par leur valeur de pH et également par leur comportement.
Un acide fort est un acide qui se dissocie complètement dans une solution aqueuse.
Parmi les acides et les bases, on distingue encore une fois l'acide faible, comme l'acide acétique, et l'acide fort, ou la base faible et la base forte. Cette distinction entre acide fort et acide faible se fait sur la base de la force de l'acide.
En chimie, les acides forts sont des acides qui se dissocient complètement dans une solution aqueuse. Dans le cas d'un acide faible, comme l'acide acétique, seule une partie de l'acide se dissocie. La partie restante de l'acide faible ne se dissocie pas. Ainsi, un acide faible n'est que partiellement ionisé. Un acide fort, comme \( HCl \) , se dissocie en revanche complètement.
Si tu veux en savoir plus sur les acides faibles, consulte Acide faible.
La réactivité des acides forts : Proton
La particularité des acides forts est qu'ils se dissocient complètement et sont donc ce que l'on appelle des électrolytes forts. Ces électrolytes peuvent conduire le courant électrique dans une solution aqueuse.
Pour les acides faibles, comme les acides acétiques, le comportement est légèrement différent. Les acides faibles ne sont que des électrolytes faibles.
La réunion d'un acide et d'eau entraîne une réaction de protolyse. Un proton est alors transféré à l'eau.
Exemple d'une équation de protolyse à partir de l'acide chlorhydrique, \(HCl \) :
$$ Acide \space chlorhydrique + eau \rightarrow ion \space chlorure + ion \space oxonium $$
$$ HCl + H_2O \rightarrow Cl^- + H_3O^+ $$
Il est très important que tu ne confondes pas la force d'un acide avec sa réactivité. L'acide fluorhydrique, par exemple, est un acide très réactif qui parvient à décomposer des matières comme le verre ou le plastique. Cependant, selon l'échelle \( pK_a \) , il n'est qu'un acide faible qui ne se dissocie pas complètement.
Acidité
Les acides forts sont principalement déterminés par la valeur \( pK_a \) , la constante d'acidité, indique dans quelle mesure un acide est protolysé lors d'une réaction d'équilibre avec l'eau. Plus la valeur est faible, plus la force de l'acide est élevée. Une valeur élevée indique par exemple un acide faible, comme l'acide acétique.
Ici, tu peux voir un tableau avec des valeurs avec lesquelles la force des acides est catégorisée. Il ne s'agit toutefois que de valeurs approximatives, car les limites sont floues et aucune valeur précise n'a été définie.
| Définition | de la valeur pKa / constante de l'acide |
| acidité très forte | de \( -10 \) à \( -0,35 \) |
| acidité forte | de \( -0,34 \) à \( 3,75 \) |
| acidité moyenne | de \( 3,76 \) à \( 7,20 \) |
| acide faible | de \( 7,21 \) à \( 14,00 \) |
| acide très faible | à partir de \( 14,01 \) |
pKa acide sulfurique
L'acide sulfurique \( H_2SO_4 \) est un diacide puisqu'il libère en fait deux protons, c'est-à-dire qu'il va faire deux réactions successives pour se transformer une première fois en \( HSO_4^- \) et une seconde fois en \( SO_4^{2-} \) .
La particularité de l'acide sulfurique est qu'il va libérer complètement son premier et son deuxième proton.
La première réaction complète est :
$$ H_2SO_4 + H_2O \rightarrow HSO_4^- + H_3O^+ $$
Le \( PK_{a1} \) associé à cette première réaction est :
$$ pK_{a1} = -3 $$
La deuxième réaction de dissociation de l'acide sulfurique en milieu aqueux est :
$$ HSO_4^- + H_2O \rightarrow SO_4^{2-} + H_3O^+ $$
avec un \( pK_{a2} = 1,9 \) .
Si tu veux en savoir plus sur les pKa, consulte Échelle de pka.
Acides forts : valeurs de pH
Des acides forts différents avec la même quantité de concentration entraînent des valeurs de pH différentes. L'acide sulfurique, par exemple, conduit à une valeur de pH différente de celle de l'acide phosphorique, bien que la concentration soit la même.
La valeur pH (potentiel d'hydrogène) indique la quantité d'ions oxonium \( H_3O^+ \) présents dans la solution à tester. Plus il y a d'ions oxonium dans la solution, plus la valeur du pH est basse.
Fig.1 - Échelle de pH
Le pH d'un acide fort est calculé approximativement à l'aide de la formule suivante :
$$ pH = -log_{10}[H_3O^+ ] $$
Acides et ions
Lors de la dissolution de différents acides dans l'eau, différentes quantités d'ions oxonium \( H_3O^+ \) sont libérées dans la solution. Cela se voit aux différentes valeurs de pH des acides. Contrairement aux acides faibles, comme l'acide acétique, les acides forts se dissocient complètement, ce qui produit également beaucoup d'ions oxonium. La formule ci-dessus résulte de l'hypothèse que chaque molécule de l'acide fort ajouté réagit pour former un ion oxonium. Le logarithme décimal négatif de la concentration des ions oxonium est défini comme la valeur du pH. Par conséquent, les acides particulièrement forts entraînent généralement une valeur de pH particulièrement basse.
Plus le pH résultant de ton acide est bas à concentration constante, plus celui-ci est dissocié.
Liste des acides forts et leur composé chimique
La liste suivante présente quelques acides forts de la chimie. Plus la valeur \( pK_a \) est dans la zone négative, plus la force de l'acide est importante.
| Acide | Valeur pKa |
Acide iodhydrique \( HI \) | -10 |
Acide bromhydrique \( HBr \) | -9 |
| Acide chlorhydrique \( HCl \) | -6 |
| Acide sulfurique \( H_2SO_4 \) | -3 |
| Acide sélénique | -3 |
| Acide nitrique \( HNO_3 \) | -1.32 |
| Acide chromique | -0.86 |
L'acide sulfurique fait partie des acides les plus forts. Il faut être particulièrement prudent lors de la manipulation de l'acide sulfurique, car il est très corrosif. L'acide sulfurique est un produit chimique de base important, utilisé dans de nombreuses réactions en laboratoire.
L'acide chlorhydrique est un acide inorganique. L'acide chlorhydrique est également un produit chimique important, utilisé aussi bien en laboratoire que dans l'industrie.
L'acide nitrique est un acide fort qui est produit à l'aide du procédé Ostwald. L'acide nitrique est utilisé aussi bien en laboratoire que dans l'industrie. Il est notamment utilisé pour la production d'engrais, d'explosifs et de colorants.
Acide-base de Lewis
Le chimiste américain Gilbert Newton Lewis a fait cette distinction fondamentale entre les particules qui fournissent des électrons et celles qui acceptent ces électrons dans le but de se lier et a développé son concept d'acide-base de Lewis.
Les électrons en chimie, contrairement à ce qu'ils peuvent être en physique, sont dans la plupart des cas attachés à un atome et n'existent jamais seuls. Ils sont soit déjà impliqués dans une liaison, soit présents sous forme de paires d'électrons libres qui peuvent être utilisées pour de nouvelles liaisons.
Il est important de comprendre que la formation d'une nouvelle liaison (covalente) ne peut pas avoir lieu entre deux bases de Lewis ou deux acides de Lewis. Car si les deux composés fournissent des électrons, aucun d'entre eux n'utilise la paire d'électrons solitaires de l'autre composé.
La base en est le principe donneur-accepteur, qui est également utilisé, par exemple, dans les réactions d'oxydoréduction et qui est important pour toute la chimie :
L'un doit donner, l'autre doit prendre !
Base de Lewis
Les bases de Lewis doivent présenter au moins une paire d'électrons non liées afin de pouvoir en fournir une.
Les composés qui présentent une paire d'électrons libres pouvant être utilisée pour de nouvelles liaisons sont appelés bases de Lewis. Ce sont des donneurs d'électrons.
Pour savoir si et sur quel atome un composé présente une paire d'électrons libres, il faut regarder la formule développée.
Exemples de bases de Lewis
L'ammoniaque est une base de Lewis, par exemple, parce que la molécule d'ammoniaque présente une paire d'électrons solitaires.
D'autres bases de Lewis typiques sont :
L’eau \( H_2O \) ,
L'ion fluorure \( F^- \) ,
L'ion cyanure \( CN^- \) ,
Le monoxyde de carbone \( CO \) .
Acide de Lewis
Les acides de Lewis, en revanche, doivent avoir tendance à attirer les électrons, peut-être grâce à une charge positive (ou partiellement positive). Ils doivent donc être électrophiles.
Les composés qui utilisent cette paire d'électrons libres pour former une liaison avec la base de Lewis sont appelés acides de Lewis. Ils sont appelés accepteurs d'électrons.
La capacité des acides de Lewis à attirer ou à être attirés par les électrons repose sur les interactions électrostatiques ; cela signifie simplement que les charges opposées s'attirent (la charge négative de l'électron et la charge positive de l'acide de Lewis).
Acides de Lewis : Exemple
Les molécules suivantes sont des exemples d'acides de Lewis :
Le trifluorure de bore \( BF_3 \) ,
Chlorure ferrique \( FeCl_3 \) ,
Ion argent \( Ag^+ \) ,
Ion aluminium \(Al^{3+} \) ,
Trioxyde de soufre \( SO_3 \) ,
Le dioxyde de carbone \( CO_2 \) .
Si tu veux en savoir plus sur les acides et bases de Lewis, consulte Acides et bases de Lewis.
Acides et solvants
L’une des limites de la définition d'Arrhénus est sa dépendance à la solution aqueuse.
Dans une démarche consistant à présenter une définition plus générale des acides et des bases applicable aux solvants protoniques et non protoniques, plusieurs définitions ont été proposées. L’une d'entre elles est le concept de Cady et Elsy \( (1928) \) . Ce concept dépend du mode d'auto-ionisation du solvant.
Concept de système de solvants
Ce concept dépend du mode d'auto-ionisation du solvant. On considère que chaque solvant est constitué d'une partie acide et d'une partie basique et que lors de l'auto-ionisation, il est divisé en ces deux parties, partie acide et partie basique.
Un acide est un soluté qui, soit par dissociation directe, soit par réaction avec le solvant donne le cation caractéristique du solvant.
Une base est un soluté qui, soit par dissociation directe, soit par réaction avec le solvant, donne les caractéristiques de l'anion du solvant.
Par exemple, nous considérons le solvant \( H_2O \) , dont le cation et l'anion caractéristiques sont respectivement \( H_3O^+ \) et \( OH^- \) comme indiqué ci-dessous :
$$ H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^- $$
ou
$$ 2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- $$
\( HCl \) agit comme un acide, car il donne une caractéristique cationique à l'eau.
$$ HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^- $$
alors que \( NH_3 \) agit comme une base, car il donne un caractère anionique à l'eau.
$$ NH_3 + H_2O \rightarrow NH_4^+ + OH^- $$
Solvonium : Nom générique d'un ion positif.
Solvate : Nom générique d'un ion négatif.
Par exemple, l'eau subit une telle dissociation en hydronium et en hydroxyde respectivement :
$$ 2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- $$
Le dioxyde de soufre liquide s'ionise comme :
$$ 2SO_2 \rightleftharpoons SO^{2+} + SO_3^{2-} $$
$$ SOCl_2 + SO_2 \rightleftharpoons SO^{2+} + 2Cl^- $$
Le chlorure de thionyle agit comme un acide.
$$ Na_2SO_3 + SO_2 \rightleftharpoons 2Na^+ + SO_3^{2-} $$
Tandis que le sulfite de sodium agit comme une base.
Auto-ionisation de certains solvants
L’auto-ionisation de certains solvants protoniques et non protoniques est présentée ci-dessous :
Solvants protoniques
$$ 2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- $$
$$2CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COOH_2^+ + CH_3COO^- $$
$$ 2NH_3 \rightleftharpoons NH_4^+ + NH_2^- $$
Solvants non protoniques
$$ 2SO_2 \rightleftharpoons SO^{2+} + SO_3^{2-} $$
$$ 2 N_2O_4 \rightleftharpoons 2NO^+ + 2NO_3^- $$
$$ 2BrF_3 \rightleftharpoons BrF_2^+ + BrF_4^- $$
Limitation du concept de système de solvants
- Cette théorie ne tient pas compte d'un certain nombre de réactions acide-base, y compris la définition protonique.
- Elle limite les phénomènes acido-basiques aux seuls systèmes de solvants. Elle n'explique donc pas les réactions acido-basiques qui peuvent se produire en l'absence de solvant.
- Elle ne peut pas expliquer les réactions de neutralisation qui se produisent sans la présence d'ions. Ainsi, cette théorie peut simplement être considérée comme une extension du système eau ion d'Arrhénus.
Acide - points clés
- En chimie, on fait la distinction entre les acides forts, qui se dissocient complètement, et les acides faibles, qui se dissocient incomplètement.
- Les acides forts sont principalement classés selon leur constante d'acidité, la valeur \( pK_a \) .
- La règle suivante s'applique à la valeur pKa : plus la valeur est faible, plus la force de l'acide est importante.
- Les acides forts sont complètement dissociés, de sorte qu'il y a beaucoup d'ions oxonium dans la solution.
- Plus il y a d'ions oxonium dans une solution, plus le pH est bas.
- L'acide chlorhydrique \( HCl \) , l'acide nitrique et l'acide sulfurique sont des exemples d'acides forts en chimie.
- Les composés chimiques qui présentent une paire d'électrons libres pouvant être utilisée pour de nouvelles liaisons sont appelés bases de Lewis. Ce sont des donneurs d'électrons.
- Les acides de Lewis doivent avoir tendance à attirer les électrons, peut-être grâce à une charge positive (ou partiellement positive). Ils doivent donc être électrophiles.
- Le concept de système de solvants dépend du mode d'auto-ionisation du solvant.
- Le concept de système de solvants possède quelques limitations.
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