Force des acides et constante d'acidité

Imagine deux verres contenant la même concentration d'acide apporté. Pourtant, l'un est beaucoup plus "agressif" chimiquement que l'autre. Pourquoi ? Tout dépend de la capacité de l'acide à libérer ses ions ${\text{H}}^{+}$ dans l'eau. C'est ce qu'on appelle la force de l'acide.

Un acide est fort s'il réagit totalement avec l'eau : toutes les molécules $\text{AH}$ se transforment en ions ${\text{A}}^{-}$ et ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$. Un acide est faible si sa réaction est limitée : un équilibre chimique s'installe et il reste beaucoup de molécules $\text{AH}$ intactes à la fin.

Les acides faibles atteignent un état d'équilibre. On caractérise cet équilibre par une constante d'acidité, notée $K_a$. Elle est spécifique à chaque couple acide/base et ne dépend que de la température.

Les $K_a$ sont souvent minuscules (ex: $10^{-5}$). Pour simplifier, on utilise une échelle logarithmique : le $p{K}_a$. Retiens les relations : $p{K}_a=-\log (K_a)$ et $K_a=10^{-p{K}_a}$.

Une relation très utile lie le $\text{pH}$, le $p{K}_a$ et les concentrations du couple acide/base. C'est la relation d'Henderson-Hasselbalch : $\text{pH}=p{K}_a+\log \left(\frac{[{\text{A}}^{-}]}{[\text{AH}]}\right)$.

En exercice, on te donne souvent la concentration molaire apportée $C$ en acide et la valeur du $\text{pH}$ mesuré. Tu dois prouver si l'acide est fort ou faible.

La méthode consiste à comparer le $\text{pH}$ réel au $\text{pH}$ théorique d'un acide fort. Si l'acide était fort, la réaction serait totale ($[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}]=C$). Le $\text{pH}$ théorique serait donc : $-\log (C)$.