Comparer la force des acides et des bases

Que se passe-t-il quand on fait réagir ensemble du vinaigre et du bicarbonate de soude ? Les réactions acido-basiques sont présentes dans notre quotidien, mais comment comparer la force d’un acide et d’une base ? Dans cette fiche, nous verrons quels outils utiliser pour définir la force d’un acide ou d’une base, et les propriétés qui en découlent.

 

Constante d’acidité Ka

Pour déterminer la force d’un couple acide/base, on peut déterminer la constante d’acidité dans l’eau du couple AH(acide)/A(base). C’est une grandeur sans dimension qui s’écrit :

base-14
base-14

Pour la calculer, on part de l’équation de réaction du couple avec l’eau et on prend les concentrations à l’équilibre en mol.L-1.

 

Exemple

La réaction de dissolution de l’acide éthanoïque dans l’eau s’écrit :

Le couple acide/base en jeu est CH3COOH/CH3COO. On va donc pouvoir écrire la constante d’acidité associée à l’équation de réaction :

 

Il est parfois plus pratique d’utiliser le pKa, une grandeur sans dimension, qui vaut : 

Le pKa d’un couple acide/base est toujours compris entre 0 et 14. Il est propre au couple étudié et ne dépend que de la température du milieu. 

Pour un acide faible de concentration donnée, plus la valeur du Ka associée est grande (et donc le pKa est faible) et plus l’acide réagit avec l’eau (donc le pH est faible). Inversement, une base faible de concentration donnée réagit d’autant plus avec l’eau que le Ka associé est faible (et donc le pKa élevé). Un acide de pKa 3 réagira ainsi mieux avec l’eau qu’un acide de pKa 5, et une base de pKa 10 réagira mieux avec l’eau qu’une base de pKa 8 ! 

On comprend alors que pH et pKa sont liés. En effet, si on fait apparaître le pH dans l’expression du pKa : 

Si on connaît la concentration en acide et en base dans l’eau, une simple mesure de pH permet alors de remonter au pKa du couple ! C’est la formule d’Anderson.

 

Produit ionique de l’eau

Le produit ionique de l’eau, noté Ke, est l’équivalent de la constante d’acidité pour les couples de l’eau. Il s’écrit : 

A 25°C, Ke vaut 10-14. On peut lui associer également le pKe, sans dimension aussi :

 

Acide fort, base forte

Un acide est dit fort si sa réaction avec l’eau est quasi-totale. De même, une base est dite forte si sa réaction avec l’eau est quasi-totale

Une réaction quasi-totale se produit lorsqu’au moins un des réactions est consommé quasi-entièrement.

A l’inverse, un acide faible/une base faible ne réagit pas entièrement avec l’eau : la réaction conduit à un équilibre, car l’acide/la base conjugué(e) peut réagir avec l’eau. A l’inverse, l’acide/la base conjugué(e) d’un acide ou d’une base forte ne réagit pas avec l’eau, on dit que l’espèce est indifférente.

 

Prévoir la composition finale d’une solution aqueuse

Pour déterminer la composition finale d’un système, il faut réaliser un tableau d’avancement.

Dans le cas d’un acide fort : 

État Avancement AH          +          H2O          →          A          +          H3O+
Initial 0 c0 . V excès 0 0
En cours x c0 . V – x excès x x
Terminé xf 0 excès xf xf

 

Tout l’acide est consommé par la réaction : on est bien en présence d’un acide fort. On a :

Donc

On peut alors écrire le pH de la solution :

 

Dans le cas d’un acide faible : 

Etat Avancement AH          +          H2O          →          A          +          H3O+
Initial 0 c0 . V excès 0 0
En cours x c0 . V – x excès x x
Terminé xf c0 . V – xf excès xf xf

 

Cette fois, tout l’acide n’a pas été consommé par la réaction. Pour trouver le pH de la solution, il faut utiliser le pKa du couple AH/A– et la formule d’Anderson : 

base-15
base-15

 

Pour savoir si un acide est fort ou faible à partir de la mesure du pH de la solution, il suffit de comparer la valeur de [H3O+] obtenue grâce au pH à la concentration d’acide initiale de la solution ! 

  1. Si [H3O+] = c0, l’acide est fort.
  2. Si [H3O+] ≠ c0, l’acide est faible.

Pour une base, c’est la même chose, mais avec la concentration en OH ! 

 

Solutions courantes d’acides et de bases

Voici un tableau qui récapitule les solutions courantes d’acides et de bases en chimie, qu’il faut donc que tu connaisses !

Solution Formule de l’espèce dissoute associée
Acide chlorhydrique (H3O+(aq), Cl(aq))
Acide nitrique (H3O+(aq), NO3(aq))
Acide éthanoïque CH3COOH(aq)
Soude ou hydroxyde de sodium (Na+(aq), OH(aq))
Ammoniac NH3(aq)

 

Diagramme de prédominance d’un couple acide/base

Une espèce X est prédominante par rapport à une espèce Y dès que [X]>[Y]. Si l’acide domine sur sa base conjuguée : A/AH<1, donc log(A/AH)<0

Avec la relation d’Anderson, on en déduit que pH<pKa. De même, la forme basique prédomine dès que pH>pKa. Si aucune des deux espèces ne prédomine, on a : pH = pKa.

On peut donc tracer un diagramme de prédominance, pour déterminer à quel pH l’acide ou la base prédomine.

Un diagramme de prédominance d’un couple acide-base est un axe de pH sur lequel apparaissent la valeur du pKa du couple et les domaines où les espèces conjuguées prédominent.

 

Exemple

base-16
base-16

Un diagramme de distribution d’un couple acido-basique représente le pourcentage des espèces conjuguées en fonction du pH. Ce diagramme sert principalement à étudier la dissolution d’une espèce acido-basique dans l’eau.

Exemple

Etudions le couple acide/base de l’ammoniac, qui réagit avec l’eau selon l’équation : 

Le pKa de ce couple vaut 9,25 à 25°C. On va faire varier le pH et déterminer les concentrations en espèces chimiques pour tracer le diagramme de distribution.

pH 0 5 6 7 8 8.5 9 9.5 10 11 12 13 14
% de NH4 100 100 99.9 99.4 94.7 84.9 64.0 36.0 15.1 1.8 0.2 0.0 0.0
% de NH3 0.0 0.0 0.1 0.6 5.3 15.1 36.0 64.0 84.9 98.3 99.8 100 100

 

Attention !! On remarque que la somme des deux pourcentages fait 100, c’est toujours vrai !

On peut alors tracer le diagramme de distribution :

base-17
base-17

Cas des acides α-aminés

Les acides α-aminés peuvent exister sous trois formes différentes en fonction du pH. Prenons l’exemple de l’alanine :

base-18
base-18

Cette molécule possède deux couples de pKa différents : 

pKa1(CH3C(NH3+)COOH/CH3C(NH3+)COO) = 2,2

pKa2(CH3C(NH3+) COO/CH3C(NH2)COO) = 9,8

 

On va tracer le diagramme de prédominance de cette espèce en faisant intervenir ces deux couples : 

Choix d’un indicateur coloré

Il existe différents indicateurs colorés pour effectuer un dosage par titrage. 

Pour choisir le bon indicateur coloré, il faut que le pH à l’équivalence soit compris dans la zone de virage de l’indicateur.

La zone de virage de l’indicateur est l’intervalle de pH dans lequel l’indicateur change de couleur. Pour déterminer le pH à l’équivalence, on utilise les formules vues précédemment (voir « prévoir la composition finale d’une solution aqueuse »). 

 

Solution tampon

Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu par addition d’une petite quantité d’acide ou de base ou par faible dilution.

Une solution tampon est constituée d’un mélange en proportions voisines d’un acide faible et de sa base conjuguée. Il sert à maintenir le pH d’une solution à une valeur constante, car le pH contrôlé reste proche du pKa du couple utilisé. On peut l’utiliser pour l’étalonnage d’un pH-mètre.

 

A retenir

Plus un acide est fort, plus son pKa est faible et plus il réagit avec l’eau. A l’inverse, plus une base est forte, plus son pKa est élevé et plus elle réagit avec l’eau. 

Un acide fort et une base forte réagissent de manière quasi-totale avec l’eau, on en conclut donc que [H3O+] = c0.

Pour choisir un indicateur coloré, il faut bien faire attention à sa zone de virage qui doit contenir le pH à l’équivalence !

Une solution tampon permet de maintenir le pH constant, elle sert généralement pour l’étalonnage du pH-mètre.

 

N’hésitez pas à poursuivre vos révisions en consultant d’autres fiches de physique chimie, comme cette fiche sur la structure et les propriétés des molécules organiques