Acide fort

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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 «    » souligne que la dissociation est partielle) :

HSO4(aq)    H+(aq) + SO42−(aq).

De façon plus précise, un acide est dit « fort » lorsque son pKa (lié 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[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 quelques gouttes d'acide suffisent. Un acide fort se dissocie en libérant une grande quantité d'ions hydronium, ce qui a pour conséquence de baisser le pH d'une solution. Par définition, plus une solution contient d'ions hydronium, plus elle est acide. Une solution acide permet 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[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]

GHS-pictogram-acid.svg

Les acides forts sont des produits à manipuler avec précautions. Des règles de sécurité sont à respecter lors de leurs utilisations. Les mentions de danger prévues par le système général harmonisé SGH et son adaptation européenne (règlement CE no 1272/2008) sont les suivantes :

  • H314 : provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires ;
  • H318 : provoque des lésions oculaires graves.

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.