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Étudier la réaction entre un acide ou une base forte ou faible avec l'eau

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Objectifs

Associer le caractère fort d’un acide (d’une base) à la transformation quasi-totale de cet acide (cette base) avec l’eau.
Prévoir la composition finale d’une solution aqueuse de concentration donnée en acide fort ou faible apporté.
Comparer la force de différents acides ou de différentes bases dans l’eau.

Points clés

Un acide fort AH est un acide qui réagit totalement avec l’eau :
AH (aq) + H₂O (l) → A^– (aq) + H₃O⁺ (aq).
Un acide faible AH réagit avec l’eau selon une réaction limitée :
AH (aq) + H₂O (l) A^– (aq) + H₃O⁺ (aq).
Une base faible A^– réagit avec l’eau selon une réaction limitée :
A^– (aq) + H₂O (l) AH (aq) + HO^– (aq).

Pour bien comprendre

Réaction acide-base, produit ionique de l’eau K_e, constante d’acidité K_A
Formule qui relie le pH et la concentration en quantité de matière d’ions oxonium :

1. La force d'un acide

a. Acide fort

Soit un acide AH qui appartient au couple AH / A^–. On considère la réaction de cet acide AH avec l’eau H₂O. L’eau joue donc le rôle de base et appartient au couple H₃O⁺ / H₂O.

Cet acide AH est considéré comme fort si sa réaction avec l’eau est totale :

AH (aq) + H₂O (l) → A^– (aq) + H₃O⁺ (aq).

On utilise la flèche simple → pour préciser que la réaction est totale.

Cette propriété a une conséquence sur la composition finale de la solution : si on dissout n₀ moles d’un acide fort AH dans l’eau, il va totalement être consommé par l’eau pour former n₀ moles d’ions oxonium H₃O⁺.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples d’acide fort
Acide chlorhydrique HCl, acide sulfurique H₂SO₄, acide nitrique HNO₃.

b. Acide faible

Soit un acide AH qui appartient au couple AH / A^–.

Cet acide AH est considéré comme faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale :

AH (aq) + H₂O (l)

A^– (aq) + H₃O⁺ (aq).

On utilise la double flèche pour préciser que la réaction n’est pas totale.

Si la réaction de l’acide faible AH avec l’eau n’est pas totale, cela veut dire que la réaction AH (aq) + H₂O (l) A^– (aq) + H₃O⁺ (aq) a lieu dans les deux sens. Ainsi, la base A^– est susceptible de réagir avec l’ion oxonium H₃O⁺ pour redonner l’acide AH selon la réaction inverse
A^– (aq) + H₃O⁺ (aq) → AH (aq) + H₂O (l).

Les deux réactions sont en compétition et vont progressivement mener à un état d’équilibre chimique. Si on dissout n₀ moles d’un acide faible dans l’eau, il se formera x_max moles d’ions oxonium H₃O⁺ et de base A^–.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples d’acides faibles

Les acides carboxyliques (molécules qui possèdent le groupe caractéristique carboxyle –COOH) : acide éthanoïque CH₃–COOH
L’acide fluorhydrique HF
L’ion ammonium NH

c. Application

On fait réagir 1,5 × 10^–² mol d’acide propanoïque C₂H₅COOH avec l’eau. On mesure le pH de cette solution à l’équilibre, on trouve pH = 3,3. Le volume totale de la solution est de 250 mL.

Cet acide appartient au couple C₂H₅COOH / C₂H₅COO^– et possède le groupe caractéristique carboxylique COOH, il est donc faible.

L’équation de sa réaction avec l’eau s’écrit :

C₂H₅COOH (aq) + H₂O (l) C₂H₅COO^– (aq) + H₃O⁺ (aq)

On réalise le tableau d’avancement pour prévoir la composition finale de cette solution.

On sait que = 10^–^pH. Or, ici .
On a donc = 10^–^pH soit x_max= V × 10^–^pH.

Application numérique :
x_max = V × 10^–^pH = 0,250 × 10^–^3,3 = 1,3 × 10^–⁴ mol.

On a donc :

= = x_max
= 1,3 × 10^–⁴ mol

= 1,5 × 10^–² – x_max= 1,5 × 10^–² – 1,3 × 10^–⁴
= 1,5 × 10^–² mol

2. La force d'une base

a. Base forte

Soit une base A^– qui appartient au couple AH / A^–. On considère la réaction de cette base A^– avec l’eau H₂O. L’eau joue donc le rôle d’acide et appartient au couple H₂O / HO^–.

Cette base A^– est considérée comme forte si sa réaction avec l’eau est totale :

A^– (aq) + H₂O (l) → AH (aq) + HO^– (aq).

On utilise la flèche simple → pour préciser que la réaction est totale.

Cette propriété a une conséquence sur la composition finale de la solution : si on dissout n₀ moles d’une base forte dans l’eau, elle va totalement être consommée par l’eau pour former n₀ moles d’ions hydroxyde HO^–.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples de base forte
Hydroxyde de sodium (soude) NaOH, hydroxyde de potassium (potasse) KOH.

b. Base faible

Soit une base A^– qui appartient au couple AH / A^–.

Cette base A^– est considérée comme faible si sa réaction avec l’eau n’est pas totale :

A^– (aq) + H₂O (l)

AH (aq) + HO^– (aq).

On utilise la double flèche pour préciser que la réaction n’est pas totale.

Si la réaction de la base A^– avec l’eau n’est pas totale, cela veut dire que la réaction A^– (aq) + H₂O (l) AH (aq) + HO^– (aq) a lieu dans les deux sens. Ainsi, l’acide AH est susceptible de réagir avec l’ion hydroxyde HO^– pour redonner sa base conjuguée A^– selon la réaction inverse AH (aq) + HO^– (aq) → A^– (aq) + H₂O (l).

Les deux réactions sont en compétition et vont progressivement mener à un état d’équilibre chimique. Si on dissout n₀ moles d’une base faible dans l’eau, il se formera x_max moles d’ion hydroxyde HO^– et d’acide AH.

Voici le tableau d’avancement qui correspond.

Exemples de base faible

Les ions carboxylates (molécules qui possèdent le groupe) –COO^– : l’ion éthanoate CH₃–COO^–
L’ammoniac NH₃

c. Application

On fait réagir, à 25 °C, 2,00 × 10^–³ mol d’ammoniac NH₃ avec l’eau. On mesure le pH de cette solution à l’équilibre, on trouve pH = 12,2. Le volume totale de la solution est de 100 mL.

Cette base appartient au couple NH / NH₃.

L’équation de sa réaction avec l’eau n’est pas totale car c’est une base faible :

NH₃ (aq) + H₂O (l) NH (aq) + HO^– (aq).

On effectue le tableau d’avancement pour prévoir la composition finale de cette solution.

D’après ce tableau, on a . On utilise le produit ionique de l’eau K_e pour relier le pH et la concentration en ion hydroxyde.

À 25 °C, on a K_e = 10^–¹⁴

= 10^–^pH

soit .

En combinant ces deux formules, on obtient :
= 10^–^14+pH soit x_max = V × 10^–^14+pH.

Application numérique :
x_max = V × 10^–^14+pH = 0,100 × 10^–^14+12,2 = 1,6 × 10^–³ mol

On a donc :

= = x_max
= 1,6 × 10^–³ mol

= 2,00 × 10^–³ – x_max = 2,00 × 10^–³ – 1,6 × 10^–³
= 4,0 × 10^–⁴ mol

3. Comparer la force des acides ou des bases dans l'eau

a. Cas des acides

On considère deux acides AH₁ et AH₂ qui appartiennent aux couples A₁H / A₁^– et A₂H / A₂^–.

Ces deux acides réagissent avec l’eau selon les équations suivantes.

A₁H (aq) + H₂O (l) A₁^– (aq) + H₃O⁺ (aq), constante d’acidité K_A1
A₂H (aq) + H₂O (l) A₂^– (aq) + H₃O⁺ (aq), constante d’acidité K_A2

L’acide A₂H va être plus fort que l’acide A₁H si K_A2 > K_A1.

Plus un acide est fort, plus sa constante d’acidité K_A est élevée.

Remarques
Plus la constante d’acidité d’un couple AH / A^– est élevée et plus la réaction AH (aq) + H₂O (l)

A^– (aq) + H₃O⁺ (aq) va se dérouler dans le sens →, c’est-à-dire dans le sens de la consommation total de l’acide.
Plus un acide est consommé par l’eau et plus cet acide va être fort.

Exemples

Constante d’acidité à 25 °C d’un couple contenant un acide faible, l’acide méthanoïque HCOOH : K_A = 6,8 × 10^–⁴.
Constante d’acidité à 25 °C d’un couple contenant un acide fort, l’acide chlorhydrique (H₃O⁺ + Cl^–) : K_A = 1,0 × 10⁷.