Constantes d'acidité

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Sommaire

1 Définitions

1.1 Constante d'acidité

Soit l'équilibre chimique d'un acide en solution aqueuse et à 25 °C :

AH + H2O ⇄ A + H3O+

On définit la constante d'acidité ainsi :

Ka = LaTeX: \frac{a_{A^-}^{eq}.a_{H_3O^+}^{eq}}{a_{AH}^{eq}}

LaTeX: a_X^{eq} représente l'activité d'une substance X à l'équilibre.

Pour une solution suffisamment diluée, on peut faire l'approximation que l'activité d'une espèce chimique est égale à sa concentration[1], soit LaTeX: a_X=[X], d'où la relation :

Ka = LaTeX: \frac{[A^-]_{eq}.[H^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}

Les concentrations sont celles à l'équilibre.

Le pKa est défini ainsi :

pKa = – log10 Ka

1.2 Mesure de l'acidité d'une solution

Une indication de l'acidité d'une solution aqueuse peut se faire à partir de la quantité d'ions H3O+ ou OH par unité de volume.

En raison de l'auto-protolyse de l'eau (réaction de l'eau sur elle-même) selon :

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH

il existe une relation d'équilibre entre [H3O+] et [OH] dont la constante (ou produit ionique) :

Ke = [H3O+].[OH]

prend la valeur de 10–14 à 25 °C dans l'eau (mais qui varie légèrement en fonction de la température).

Le potentiel hydrogène, noté pH, est défini comme :

pH = – log10 aH3O+

ou, pour un solution diluée, en fonction de la concentration :

pH = – log10 [H3O+]

ou encore, en utilisant la relation du Ke (à 25 °C) :

pH = 14 + log10 [OH]

Ainsi, pour une solution aqueuse à 25 °C :

  • Si [H3O+] = [OH], alors pH = 7, la solution est dite "neutre".
  • Si [H3O+] > [OH], alors pH < 7, la solution est dite "acide".
  • Si [H3O+] < [OH], alors pH > 7, la solution est dite "basique" (ou "alcaline").

2 Liste de pKa d'acides et bases, inorganiques et organiques

Il est à noter que certains de ces acides/bases n'existent pas en solution aqueuse, tels l'acide fluoroantimonique et l'acide fluorosulfurique. On remarquera également que seules des substances ayant un pKa compris entre 0 et 14 donnent lieu à des équilibres en solution aqueuse, mais l'existence de pKa inférieurs à 0 et supérieurs à 14 est due à l'existence d'équilibres de ces composés dans des solvants organiques polaires tels que le méthanol, ou encore le diméthylsulfoxyde.

Nom de l'acide AH (acide) Base conjuguée A (base) pKa
Acide fluoroantimonique ((SbF6)(H2F)+) -30
Acide trifluorométhanesulfonique CF3SO3H Trifluorométhanesulfonate (ion) CF3SO3 -14,9
Acide fluorosulfurique HSO3F Fluorosulfate (ion) SO3F -10
Acide sulfurique H2SO4 Hydrogénosulfate (ion) HSO4 -7
Acide cyanhydrique HCN(aq) Cyanure (ion) CN 9,21
Acide cyanique HCNO(aq) Cyanate (ion) CNO 3,46
Acide thiocyanique HSCN(aq) Thiocyanate (ion) SCN -1,8
Acide fluorhydrique HF(aq) Fluorure (ion) F 3,20 (3,17)
Acide perchlorique HClO4 Perchlorate (ion) ClO4 -1,6 (20°C)
Acide iodhydrique HI(aq) Iodure (ion) I -10
Acide chlorhydrique HCl(aq) Chlorure (ion) Cl -7 à –3
Acide bromhydrique HBr(aq) Bromure (ion) Br -8
Acide nitrique HNO3 Nitrate (ion) NO3 -2
Acide nitreux HNO2 Nitrite (ion) NO2 3,25
Acide chromique H2CrO4 Hydrogénochromate (ion) HCrO4 0,74 (0,98)
Hydrogénochromate (ion) HCrO4 Chromate (ion) CrO42– 6,49
Hydrazine N2H4 Hydrazinium (ion) N2H3 8,1
Acide hydrazoïque HN3 Azoture (ion) N3 4,6
Acide germanique H2GeO3 Hydrogénogermanate (ion) HGeO3 9,01
Hydrogénogermanate (ion) HGeO3 Germanate (ion) GeO32– 12,3
Acide borique H2B4O7[2] Hydrogénoborate (ion) HB4O7 9,14 ; 9,27 (20°C)
Hydrogénoborate (ion) HB4O7 Borate (ion) B4O72– > 14 (20°C)
Hydrogénosulfate (ion) HSO4 Sulfate (ion) SO42– 1,88
Acide carbonique H2CO3[3] Hydrogénocarbonate (ion) HCO3 6,35
Hydrogénocarbonate (ion) HCO3 Carbonate (ion) CO22– 10,33
Acide chloreux HClO2 Chlorite (ion) ClO2 1,94
Acide hypochlorique HClO Hypochlorite (ion) ClO 7,40 (7,3)
Acide hypobromique HBrO Hypobromite (ion) BrO 8,55
Acide hypoiodique HIO Hypoiodite (ion) IO 10,5
Acide iodique HIO3 Iodate (ion) IO3 0,78
Acide periodique HIO4 Periodate (ion) IO4 1,64
Acide phosphorique H3PO4 Dihydrogénophosphate (ion) H2PO4 2,16
Dihydrogénophosphate (ion) H2PO4 Hydrogénophosphate (ion) HPO42− 7,21
Hydrogénophosphate (ion) HPO42− Phosphate (ion) PO43− 12,32
Acide phosphoreux H3PO3 Hydrogénophosphorite (ion) H2PO3 1,3 (20°C)
Hydrogénophosphorite (ion) H2PO3 Phosphorite (ion) HPO32− 6,70 (20°C)
Acide pyrophosphorique H4P2O7 Trihydrogénopyrophosphate (ion) H3P2O7 0,91
Hydrogénopyrophosphate (ion) H3P2O7 Dihydrogénopyrophosphate (ion) H2P2O72− 2,10
Dihydrogénopyrophosphate (ion) H2P2O72− Monohydrogénopyrophosphate (ion) HP2O73− 6,70
Trihydrogénopyrophosphate (ion) HP2O73− Pyrophosphate (ion) P2O74− 9,32
Dioxyde de vanadium (I) tétrahydraté (ion) [VO2(H2O)4]+ Acide vanadique H3VO4 + 2 H2O 4,2
Acide vanadique H3VO4 H2VO4 2,60
H2VO4 HVO42− 7,92
HVO42− Vanadate (ion) VO43− 13,27
Acide arsénique H3AsO4 H2AsO4 2,26
H2AsO4 HAsO42− 6,76
HAsO42− Arséniate (ion) AsO43− 11,29
Peroxyde d'hydrogène H2O2 Hydroperoxyde (ion) HO2 11,62
Acide sulfhydrique H2S Hydrogénosulfure (ion) HS 7,05
Hydrogénosulfure (ion) HS Sulfure (ion) S2− 19
Eau H2O Hydroxyde (ion) HO 13,995
Séléniure d'hydrogène H2Se Hydrogénoséléniure (ion) HSe 3,89
Hydrogénoséléniure (ion) HSe Séléniure (ion) Se2− 11,0
Tellure d'hydrogène H2Te Hydrogénotellure (ion) HTe 2,6
Hydrogénotellure (ion) HTe Tellure (ion) Te2− 11
Hydroxylamine NH2OH NHOH 5,94
Acide arsénieux H2AsO3 HAsO3 9,29
Acide paratoluènesulfonique CH3C6H4SO3H paratoluènesulfonate (ion) CH3C6H4SO3- -2,8[4]
2,4-Dinitrophénol C6H4N2O5 2,4-Dinitrophénolate (ion) C6H3N2O5- 3,9
Acide benzoïque C6H5CO2H Benzoate (ion) C6H5CO2- 4,2
Acide méthanoïque HCOOH Méthanoate (ion) HCOO- 3,751
Acide éthanoïque CH3CO2H Ethanoate (ion) CH3CO2- 4,756
Acide propanoïque CH3CH2CO2H Propanoate (ion) CH3CH2CO2- 3,17
Acide butanoïque CH3CH2CH2CO2H Butanoate (ion) CH3CH2CH2CO2- 4,82
Phénol C6H5OH Phénolate (ion) C6H5O- 9,99
Ammonium (ion) NH4+ Ammoniac NH3 9,2
Ethylammonium (ion) C2H5-NH3+ Ethylamine C2H5-NH2 10,7
Triéthylammonium (ion) (C2H5)3NH+ Triéthylamine (C2H5)3N 10,72
Pyridinium (ion) C5H5NH+ Pyridine C5H5N 5,2
Anilinium (ion) C6H5NH3+ Aniline C6H5NH2 9,4
Pyrrolidinium (ion) C4H9NH+ Pyrrolidine C4H9N 11,4

3 Notes

  1. La notion d'activité d'une espèce chimique se comprend comme la concentration en espèce active, c'est-à-dire capable de réagir librement. Pour une solution diluée on suppose que toutes les molécules d'une espèce sont sans interaction entre elles, et donc sont toutes potentiellement actives ; en solution concentrée, toutes les molécules d'une espèce ne sont pas totalement "libres", l'activité de l'espèce est donc inférieure à la concentration de l'espèce. Voir : http://fr.wikipedia.org/wiki/Activité_chimique
  2. Dans l'eau, on a : H2B4O7 + 5 H2O → 4 H3BO3
  3. Non isolable, que l'on devrait écrire en fait CO2,H2O
  4. http://en.wikipedia.org/wiki/P-Toluenesulfonic_acid
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