Un acide A appartenant à un couple acide-base de pKa négatif sera donc totalement transformé en ions H3O+ : on dit qu'il s'agit alors d'un acide fort. Un acide A appartenant à un couple acide-base de pKa positif ne sera que partiellement transformé en ions H3O+ : on dit qu'il s'agit alors d'un acide faible.
Les substances peuvent être également classées selon leur force. Un acide dont le pH se rapproche de 0, comme l'acide chlorhydrique, est un acide fort, alors que celui dont le pH se rapproche de 7, comme le café, sera considéré comme un acide faible.
Cette puissance est mesurée par la constante d'acidité, notée Ka : plus le Ka est élevé, plus l'acide est fort -- attention, car cette valeur dépend non seulement de l'acide concerné, mais aussi du solvant et de la température.
Un acide appartenant à un couple acide-base de négatif sera donc totalement transformé en ions H 3 O + : on dit qu'il s'agit alors d'un acide fort. Un acide appartenant à un couple acide-base de positif ne sera que partiellement transformé en ions H 3 O + : on dit qu'il s'agit alors d'un acide faible.
On considère qu'un acide est faible lorsque son pKa est supérieur à −1,74 à 25 °C (pKa du cation hydronium H3O+). Pour un pKa supérieur à 14, on dit qu'il est indifférent. Un acide est d'autant plus faible que son pKa est élevé. Sa base conjuguée est donc d'autant plus forte et moins stable que ce même pKa est élevé.
- Si pH = pKa, [A−]f = [AH]f : les espèces acide et basique ont la même concentration en solution.
Cette propriété vient de la relation pH=pKa + log [base]/[acide]. A la demi-équivalence, on a par définition [base]=[acide] d'où pH=pKa à la demi-équivalence.
Les solutions acides ont un pH inférieur à 7. Les solutions basiques ont un pH supérieur à 7. En présence d'un acide, le papier tournesol bleu devient rouge.
L'acide sulfurique est l'acide le plus fort de notre liste avec une valeur pKa de -10, donc HSO4- est la base conjuguée la plus faible.
En théorie ou en laboratoire, une eau dont le pH est plus petit que 7,0 est reconnue comme étant acide.
pH = - log [H3O+]
où [H3O+] est la concentration molaire en ions oxonium H3O++ exprimée en moles par litre.
Pour l'obtenir, rendez-vous en pharmacie et demandez des bandelettes réactives urinaires. La valeur normale est de 6 ou 7. Si votre pH est inférieur à 5,5, vous souffrez d'acidose, s'il est supérieur à 7,5, vous souffrez d'alcalose.
Température : par fortes températures, le pH a tendance à augmenter. Brassage de l'eau : nager à contre-courant ou utiliser une cascade provoque un brassage de l'eau et un apport de gaz carbonique qui induit une augmentation du potentiel hydrogène.
A ce point, on a une solution de l'acide conjugué BH+ de la base B et le pH est donc acide avec pH = 1/2 pKa – 1/2 log (ca· "a / c0). point d'équivalence pH = 1/2 pKa – 1/2 log (ca· "a / c0 ) pH = 7 + 1/2 pKa + 1/2 log (ca /c0) pH = pKa – log { ! / (1–!) }
Pour simplifier l'écriture on a abandonné les puissances négatives et retenu l'exposant sans signe ; ce qui donne une variation du ph de 0 à 14. De 0 à 7 on mesure l'acidité; de 7 à 14 la basicité , mais elle est toujours exprimée en [H+] (concentration d'ions hydronium) .
Le potentiel d'hydrogène, ou pH, indique en effet la concentration d'hydrogène dans un liquide et permet de mesurer le degré d'activité de l'ion hydrogène à l'intérieur de celui-ci.
Le produit de la constante d'acidité et de basicité d'un couple acido-basique est égale au produit des concentrations en ions H3O+ et OH-. Ce produit d'ions est aussi égal à la constante du produit ionique de l'eau Kw, qui vaut 10-14. L'on peut ensuite exprimer la relation liant les constantes.
* Comparer la force relative de deux acides : un acide A1H est plus fort q'un acide A2H, si, à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de l'acide A2H avec l'eau. Soit t1>t2.
On classe les bases faibles en fonction de leur constante d'acidité. Les bases faibles ont un pKa inférieur à 14. Pour un pKa négatif, on dit qu'elles sont « indifférentes ».
On utilise généralement le Pka plutôt que le Ka pour déterminer la force d'un acide. On remarque que plus l'acide est fort plus le pKa est petit. En effet, si celui est fortement dissocié, la concentration [AH] devient faible.
Un acide (au sens de Brönsted) est une espèce chimique capable de fournir un proton H+. Exemples : L'acide éthanoïque CH3COOH, le chlorure d'hydrogène HCl. Une base (au sens de Brönsted) est une espèce chimique capable de capter un proton H+. Exemples : L'ion éthanoate CH3COO–, l'ion chlorure Cl–.