Liste des acides forts et faibles courants
Les acides forts et faibles sont des concepts clés en chimie. Les acides forts se dissocient complètement en leurs ions dans l’eau, tandis que les acides faibles se dissocient incomplètement. Il n’y a que quelques acides forts, mais beaucoup d’acides faibles.
Acides forts
Les acides forts se dissocient complètement dans l’eau en leurs ions et produisent un ou plusieurs protons ou cations hydrogène par molécules. Les acides minéraux ou inorganiques ont tendance à être des acides forts. Il n’existe que 7 acides forts courants. Voici leurs noms et leurs formules :
- HCl – acide chlorhydrique
- HNO3 – acide nitrique
- H2SO4 – acide sulfurique (note : HSO4- est un acide faible)
- HBr – acide bromhydrique
- HI – acide iodhydrique
- HClO4 – acide perchlorique
- HClO3 – acide chlorique
Dissociation des acides forts
Un acide fort dans l’eau s’ionise complètement, donc lorsque la réaction de dissociation est écrite comme une réaction chimique, la flèche de réaction pointe vers la droite :
- HCl → H+(aq) + Cl-(aq)
- HNO3 → H+(aq) + NO3(aq)-
- H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Acides faibles
Alors qu’il n’existe que quelques acides forts, il existe de nombreux acides faibles. Les acides faibles se dissocient incomplètement dans l’eau pour donner un état d’équilibre qui contient l’acide faible et ses ions. Par exemple, l’acide fluorhydrique (HF) est considéré comme un acide faible parce qu’il reste du HF dans une solution aqueuse, en plus des ions H+ et F-. Voici une liste partielle des acides faibles courants, classés du plus fort au plus faible :
- HO2C2O2H – acide oxalique
- H2SO3 – acide sulfureux
- HSO4 – – ion sulfate d’hydrogène
- H3PO4 – acide phosphorique
- HNO2 – acide nitreux
- HF – acide fluorhydrique
- F – acide fluorhydrique.
- HCO2H – acide méthanoïque
- C6H5COOH – acide benzoïque
- CH3COOH – acide acétique
- HCOOH – acide formique
Dissociation des acides faibles
Les acides faibles se dissocient incomplètement, formant un état d’équilibre contenant l’acide faible et ses ions. Ainsi, la flèche de réaction pointe dans les deux sens. Un exemple est la dissociation de l’acide éthanoïque, qui forme le cation hydronium et l’anion éthanoate :
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO-
Puissance de l’acide (acides forts vs faibles)
La puissance de l’acide est une mesure de la facilité avec laquelle l’acide perd un proton ou un cation hydrogène. Une mole d’un acide fort HA se dissocie dans l’eau pour donner une mole de H+ et une mole de la base conjuguée de l’acide A-. En revanche, une mole d’un acide faible donne moins d’une mole de cation hydrogène et de base conjuguée, tandis qu’une partie de l’acide d’origine demeure. Les deux facteurs qui déterminent la facilité avec laquelle la déprotonation se produit sont la taille de l’atome et la polarité de la liaison H-A.
En général, vous pouvez identifier les acides forts et faibles sur la base de la constante d’équilibre Ka ou pKa :
- Les acides forts ont des valeurs Ka élevées.
- Les acides forts ont des valeurs de pKa faibles.
- Les acides faibles ont de petites valeurs de Ka.
- Les acides faibles ont de grandes valeurs de pKa.
Concentré vs Dilué
Les termes fort et faible ne sont pas les mêmes que concentré et dilué. Un acide concentré contient très peu d’eau. Un acide dilué contient un grand pourcentage d’eau. Une solution diluée d’acide sulfurique reste une solution acide forte et peut provoquer une brûlure chimique. D’autre part, l’acide acétique 12 M est un acide faible concentré (et toujours dangereux). Si vous diluez suffisamment l’acide acétique, vous obtenez la concentration que l’on trouve dans le vinaigre, que l’on peut boire sans danger.
Fort vs corrosif
La plupart des acides sont très corrosifs. Ils peuvent oxyder d’autres substances et produire des brûlures chimiques. Cependant, la force d’un acide n’est pas un indicateur de sa corrosivité ! Les superacides de carborane ne sont pas corrosifs et peuvent être manipulés en toute sécurité. Pendant ce temps, l’acide fluorhydrique (un acide faible) est si corrosif qu’il traverse la peau et attaque les os.
Types d’acides
Les trois grandes classifications d’acides sont les acides de Brønsted-Lowry, les acides d’Arrhenius et les acides de Lewis :
- Acides de Brønsted-Lowry : les acides de Brønsted-Lowry donnent des protons. En solution aqueuse, le donneur de protons forme le cation hydronium (H3O+). Cependant, la théorie acide-base de Brønsted-Lowry permet également de trouver des acides dans des solvants autres que l’eau.
- Acides d’Arrhenius : Les acides d’Arrhenius sont des donneurs d’hydrogène. Les acides d’Arrhenius se dissocient dans l’eau et donnent un cation hydrogène (H+) pour former le cation hydronium (H3O+) . Ces acides sont également caractérisés par une coloration rouge litmus, un goût acide et une réaction avec les métaux et les bases pour former des sels.
- Acides de Lewis : Les acides de Lewis sont des accepteurs de paires d’électrons. Selon cette définition d’un acide, l’espèce accepte immédiatement des paires d’électrons ou bien elle donne un cation hydrogène ou un proton et accepte ensuite une paire d’électrons. Techniquement, un acide de Lewis doit former une liaison covalente avec un doublet d’électrons. Selon cette définition, les acides de Lewis ne sont souvent pas des acides d’Arrhenius ou des acides de Brønsted-Lowry. Par exemple, HCl n’est pas un acide de Lewis.
Les trois définitions d’acide ont leur place dans la prédiction des réactions chimiques et l’explication du comportement. Les acides courants sont les acides de Brønsted-Lowry ou d’Arrhenius. Les acides de Lewis (par exemple, BF3) sont spécifiquement identifiés comme « acides de Lewis ».