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Force des acides

  • Un acide qui se dissocie complètement (électrolyte fort) en ions H+ est appelé acide fort.
    •

    Ainsi, HCl 0,01 mol/L se dissocie complètement dans l'eau et la [ H+ ] de la solution devient 0,01 mol/L . La réaction ne se fait que dans un sens et n'est pas à l'équilibre.

        HCl (aq) --> H+(aq) + Cl-(aq)
        0,01 ........................0,01 ....................0,01

    La [ H+] étant maintenant 1,0x10-2 (0,01) mol/L, la [ OH- ] de l'eau dans la solution ne peut rester 1x10-7mol/L.

          Kc = [ H+ ][ OH- ]

          1,0x10-14 = ( 1,0x10-2 )( [ OH- ] )

          [ OH- ] = 1,0x10-12
    • [ H+ ] de HCl 0,01 mol/L = 1,0x10-2 mol/L
    • Le pH = 2
    • [ OH- ] = 1,0x10-12 mol/L
      •

  • Un acide qui se dissocie partiellement (électrolyte faible) en ions H+ est appelé acide faible.

    • Ainsi, l'acide acétique CH3COOH 0,1 mol/L se dissocie partiellement dans l'eau et la [ H+ ] de la solution devient 0,001 mol/L . La réaction se fait dans les deux sens et est à l'équilibre. Voir "Constante d'équilibre Kc".

        CH3COOH (aq) <--> H+(aq) + CH3COO- (aq)
        ....0,1 .....................................0,001 ....................0,001

    La [ H+] étant maintenant 1,0x10-3 (0,001) mol/L, la [ OH- ] de l'eau dans la solution ne peut rester 1x10-7 mol/L.

          Kc = [ H+ ][ OH- ]

          1,0x10-14 = ( 1,0x10-3 )( [ OH- ] )

          [ OH- ] = 1,0x10-11
    • [ H+ ] de CH3COOH 0,1 mol/L = 1,0x10-3 mol/L
    • Le pH = 3
    • [ OH- ] = 1,0x10-11 mol/L
      •

    À noter que même si CH3COOH est un acide faible, son pH est éloigné de 7.

    On a vu que la constante d'équilibre Kc de l'acide acétique = 1,8x10-5.
    CH3COOH étant un acide, on dit Ka = 1,8x10-5.
    Comme Ka de l'acide acétique est petite, cet acide ne se dissocie pas beaucoup..

Force de quelques acides

Nom Réaction Ka
Acide oxalique H(CO2)2H(aq)<-->H+(aq)+H(CO2)2-(aq) 5,3x10-2
Acide sulfureux H2SO3 (aq)<--> H+(aq) + HSO3-(aq) 1,7x10-2
Acide phosphorique H3PO4 (aq) <--> H+(aq) + H2PO4- (aq) 7,3x10-3
Acide fluorhydrique HF (aq) <--> H+(aq) + F-(aq) 6,7x10-4
Acide nitreux HNO2 (aq) <--> H+(aq) + NO2-(aq) 5,1x10-4
Acide benzoïque C6H5CO2H(aq)<--> H+(aq)+C6H5COO- 6,8x10-5
Acide acétique CH3COOH(aq)<--> H+(aq) +CH3COO-(aq) 1,8x10-5
Acide carbonique H2CO3 (aq) <--> H+(aq) + HCO3- (aq) 4,4x10-7
Acide sulfhydrique H2S (aq) <--> H+(aq) + HS- (aq) 1,0x10-7
Ion disulfite HSO3- (aq)<--> H+(aq) + SO32-(aq) 6,2x10-8
Ion ammonium NH4+(aq) <--> H+(aq) + NH3 (aq) 5,7x10-10
Ion carbonate acide HCO3- (aq) <--> H+(aq) + CO32- (aq) 4,7x10-11
Ion disulfure HS- (aq) <--> H+(aq) + S2- (aq) 1,3x10-13
Eau H2O <--> H+(aq) + OH-(aq) 1,0x10-14

Force de quelques acides faibles...

  • But de l'expérience: Trouver expérimentalement la constante d'équilibre Ka de quelques acides faibles.

  • Matériel:
        • Solutions 0,1 mol/L d'acide acétique, acide benzoïque, acide oxalique, acide phosphorique.
        • Indicateur universel ou solutions d'indicateurs acido-basiques, ou un pHmètre.

  • Protocole: Dans une plaque à godet, mettre deux gouttes des différents acides et ajouter deux gouttes d'indicateur universel ou d'indicateurs acido-basiques. Noter le pH de ces acides. Ou noter le pH à partir d'un pHmètre.

    • On peut aussi trouver la [H+] des différents acides par titrage .

  • Compilation des résultats:
    •

Acide

[Acide]

 pH

[H+]
H(COO)2H(aq) 0,1 mol/L 1,1 7,3x10-2 mol/L
H3PO4 (aq) 0,1 mol/L 1,6 2,7x10-2 mol/L
C6H5COOH(aq) 0,1 mol/L 2,6 2,6x10-3 mol/L
CH3COOH(aq) 0,1 mol/L 2,9 1,3x10-3 mol/L

  • Calcul de la constante d'acidité (d'équilibre):

    • Comme ici la différence entre la concentration initiale des acides et la concentration à l'équilibre est infiniment petite, on ignore le calcul tel que vu lors des réactions à l'équilibre .

    Acide oxalique:

        H(COO)2H(aq)<-->H+(aq)+ H(COO)2-(aq)

        Kc = [H+][H(COO)2- ] / [H(COO)2H]
        Kc = (7,3x10-2)(7,3x10-2) / (1x10-1) =         5,3x10-2

    Calcul du % d'ionisation:

    0,1 mol/L --> 100%
    0,073 mol/L --> x%
    x = 73%

    Donc l'acide oxalique s'ionise à 73 %.
    C'est-à-dire que 73% de l'acide oxalique libère des ions H+.

L'acide phosphorique:

      H3PO4 (aq) <--> H+(aq) + H2PO4- (aq)

      Kc = [H+][H2PO4- ] / [H3PO4 ]
      Kc = (2,7x10-2)(2,7x10-2) / (1x10-1) =       7,3x10-3

Calcul du % d'ionisation:

0,1 mol/L --> 100%
0,027 mol/L --> x%
x = 27%

Donc l'acide phosphorique s'ionise à 27%.
C'est-à-dire que 27% de l'acide phosphorique libère des ions H+.

L'acide benzoïque:

      C6H5COOH(aq)<--> H+(aq)+C6H5COO-

      Kc = [H+][C6H5COO- ] / [C6H5COOH ]
      Kc = (2,6x10-3)(2,6x10-3) / (1x10-1) =       6,8x10-5

Calcul du % d'ionisation:

0,1 mol/L --> 100%
0,0026 mol/L --> x%
x = 2,6%

Donc l'acide benzoïque s'ionise à 2,6%
C'est-à-dire que seulement 2,6% de l'acide benzoïque libère des ions H+.

L'acide acétique:

      CH3COOH(aq)<--> H+(aq) +CH3COO-(aq

      Kc = [H+][CH3COO- ] / [CH3COOH ]
      Kc = (1,3x10-3)(1,3x10-3) / (1x10-1) =       1,8x10-5

Calcul du % d'ionisation:

0,1 mol/L --> 100%
0,0013 mol/L --> x%
x = 1,3%

Donc l'acide acétique s'ionise à 1,3%
C'est-à-dire que seulement 1,3% de l'acide acétique libère des ions H+.

  • Conclusion: Plus la constante d'acidité Ka est petite, plus l'acide est faible.
    		•

    Plan des
    notes de cours

    Module 5

    Aspect
    macroscopique
    de l'équilibre

    Facteurs qui
    influencent
    l'équilibre

    Principe de
    Le Châtelier

    Constante
    d'équilibre

    Constante
    de dissociation
    de l'eau

    Titrage

    Exercices
    mathématiques

    Réactions
    d'oxydoréduction

    Potentiel de
    réduction

    Piles
    électrochimiques

     

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    Page mise à jour : le 14 janvier 2002

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