Acide fort

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher

Un acide fort est un acide qui, en solution aqueuse, se dissocie totalement en ions H+ et une base très faible dite base conjuguée de l'acide.

Définition[modifier | modifier le code]

La réaction de dissociation d'un acide fort HA dans l'eau est la suivante (le signe « → » indique qu'il s'agit d'une réaction totale) :

HA(aq) → H+(aq) + A-(aq),

l'anion A- étant la base conjuguée de l'acide HA.

Pour un diacide tel que l'acide sulfurique H2SO4, le qualificatif d’acide fort ne se réfère qu'au premier atome d'hydrogène :

H2SO4 (aq) → H+(aq) + HSO4-(aq),

tandis que le second atome d'hydrogène de l'acide sulfurique n'est que faiblement acide (le signe « \begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix} » souligne que la dissociation est partielle) :

HSO4-(aq) \begin{smallmatrix}\rightleftharpoons\end{smallmatrix} H+(aq) + SO42-(aq).

De façon plus précise, un acide est dit « fort » lorsque son pKa (liée à la constante d'acidité Ka par l'équation pKa = -log10Ka) en solution aqueuse est inférieur à celui du cation hydronium H3O+, présent naturellement dans l'eau par autoprotolyse, qui vaut pKa = -1,7 : au-dessus de cette valeur, les ions hydronium sont de meilleurs donneurs de protons que l'acide, dont une fraction n'est donc pas dissociée, ce qui définit un acide faible ; en dessous de cette valeur, toutes les molécules d'acide sont dissociées, ce qui définit bien un acide fort.

Utilisations des acides forts[modifier | modifier le code]

Les acides forts sont principalement utilisés pour :

Un des avantages des acides forts est qu'une faible quantité suffit à acidifier une solution. Parfois même quelques gouttes d'acide suffisent. Un acide fort va toujours se dissocier en libérant une grande quantité d'ion hydronium ce qui va avoir pour conséquence de baisser le pH d'une solution. Par définition, plus une solution contient des ions hydroniums, plus elle est acide. Une solution acide va permette de casser certaines liaisons chimiques, ce qui est parfois d'une grande utilité.

Un acide fort réagit rapidement avec une base forte. La réaction est totale et exothermique. Des projections peuvent avoir lieu. Les acides forts sont donc utilisés dans les dosages.

Exemples d'acides forts[modifier | modifier le code]

Parmi les acides forts, on trouve :

Ces acides forts se dissocient totalement dans l'eau, de sorte que les molécules initiales (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4) disparaissent, libérant des cations hydronium H3O+ et divers anions :

HCl + H2O → H3O+ + Cl-.
HBr + H2O → H3O+ + Br-.
HI + H2O → H3O+ + I-.
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3-.
HClO4 + H2O → H3O+ + ClO4-.

Quelques acides sont plus forts que l'acide sulfurique et sont appelés pour cela superacides, notamment :

Sécurité[modifier | modifier le code]

Hazard C.svg

Les acides forts sont des produits à manipuler avec précautions. Des règles de sécurité sont à respecter lors de leurs utilisations. Les avertissements de risque et les indications de prudence sont les suivants :

R 34 :Provoque des brûlures.

S 26: En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et consulter un ophtalmologiste.

S 45: En cas d’accident ou de malaise consulter immédiatement un médecin et lui montrer l’emballage ou l’étiquette.

S 36/37/39 : Porter un vêtement de protection approprié, des gants et un appareil de protection des yeux ou du visage.

La plupart des acides forts sont corrosifs mais ce n'est pas toujours le cas : le carborane est un superacide un million de fois plus acide que l'acide sulfurique mais il est entièrement non corrosif. Par contre l'acide sulfurique est extrêmement corrosif et provoque de graves brûlures.

Voir aussi[modifier | modifier le code]