Acides forts et acides faibles

À 0.100 M, l’acide chlorhydrique est entièrement ionisé et a un pH de 1.00, tandis que l’acide acétique n’a cédé que 1.3 % de ses protons et a un pH de 2.87.

L’acide chlorhydrique et le vinaigre sont tous deux acides, mais personne ne cuisine avec de l’acide chlorhydrique. La différence ne tient pas seulement à la quantité d’acide dans la bouteille. À concentration égale, certains acides cèdent presque tous leurs protons, tandis que d’autres en conservent la plupart. Les premiers sont dits forts, les seconds faibles. La force décrit le degré d’ionisation de l’acide dans l’eau ; la concentration décrit la quantité d’acide dissous. Ce sont deux notions distinctes : un acide fort dilué peut être moins acide qu’un acide faible concentré.

Les acides forts s’ionisent complètement

OpenStax cite six acides forts courants : l’acide perchlorique HClO₄, l’acide chlorhydrique HCl, l’acide bromhydrique HBr, l’acide iodhydrique HI, l’acide nitrique HNO₃ et l’acide sulfurique H₂SO₄. Pour les acides forts monoprotiques comme HCl, l’ionisation est pratiquement complète en solution diluée : [H₃O⁺] est donc approximativement la concentration de l’acide. L’acide sulfurique perd presque entièrement son premier proton, mais sa seconde ionisation est un équilibre pouvant apporter davantage de H₃O⁺. Une solution de HCl à 0.100 M a [H₃O⁺] = 0.100 M et un pH de 1.00 ; à 0.0010 M, son pH est de 3.00. Les six bases fortes courantes sont les hydroxydes de lithium, de sodium, de potassium, de calcium, de strontium et de baryum, qui libèrent entièrement leurs ions OH⁻.

Acides faibles et constante Ka

La plupart des acides sont faibles. L’acide acétique du vinaigre établit un équilibre dans l’eau : CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻. Sa force se mesure par sa constante d’acidité, Ka = [H₃O⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]. Pour l’acide acétique, Ka = 1.8 × 10⁻⁵, soit pKa = 4.74 ; PubChem donne un pKa mesuré de 4.76 à 25 °C. L’acide formique est environ dix fois plus fort, avec Ka = 1.8 × 10⁻⁴. Plus Ka est grand, plus l’acide est fort.

Pour trouver le pH d’un acide faible, on résout l’équilibre. Pour l’acide acétique à 0.100 M, notons x la concentration ionisée : x² / (0.100 − x) = 1.8 × 10⁻⁵. Comme x est petit, x² ≈ 1.8 × 10⁻⁶ et x ≈ 1.3 × 10⁻³ M. Le pH vaut 2.87 et le pourcentage d’ionisation est (1.3 × 10⁻³ / 0.100) × 100 = 1.3 %. Seule une molécule sur soixante-quinze environ a cédé son proton, ce que le laboratoire représente par une molécule dissociée sur cent. Sans l’approximation des petits x, la résolution donne un pH de 2.88 : le laboratoire utilise cette solution exacte.

La dilution modifie le pourcentage

Diminue la concentration de l’acide acétique dans le laboratoire. À 0.010 M, environ 4.2 % est ionisé ; à 0.0010 M, environ 12.5 %. Ka reste constant, mais le pourcentage d’ionisation augmente quand l’acide se dilue, car l’équilibre se déplace vers le côté comptant le plus de particules. Un acide fort reste ionisé à 100 % à toute concentration. Le pourcentage d’ionisation n’est donc pas une propriété fixe de l’acide, contrairement à Ka.

Les bases faibles suivent le même principe avec une constante de basicité, Kb. L’ammoniac capte un proton de l’eau pour former NH₄⁺ et OH⁻, avec Kb = 1.8 × 10⁻⁵. PubChem donne un pH de 11.1 pour l’ammoniac à 0.1 N, bien inférieur au pH de 13 d’une base forte à la même concentration.