Constantes d'acidité
Sommaire
[masquer]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=aeqA−.aeqH3O+aeqAH
où aeqX
Pour une solution suffisamment diluée, on peut faire l'approximation que l'activité d'une espèce chimique est égale à sa concentration[1], soit aX=[X]
- Ka=[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
- Aller ↑ 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
- Aller ↑ Dans l'eau, on a : H2B4O7 + 5 H2O → 4 H3BO3
- Aller ↑ Non isolable, que l'on devrait écrire en fait CO2,H2O
- Aller ↑ http://en.wikipedia.org/wiki/P-Toluenesulfonic_acid
