Bonjour à tous,
Alors voilà, suite à quelques recherches il y a une notion que je comprends pas, qu'est ce qui fait q'un acide fort est plus fort qu'un autre. J'ai lu que cela était du à une différence de pka, le plus fort ayant la valeur la plus faible.
Mais je ne comprend pas réellement pourquoi et d'où vient cette valeur. Est ce qu'il y a une incidence sur le ph ? ( deux acides forts ayant une même concentration auront-ils le même ph ? ).
Voilà je remercie d'avance pour vos réponses
Un acide est une espèce susceptible de céder un proton. Si le proton est cédé (H+) alors il reste un électron sur le reste de la molécule, qui est appelé base conjuguée. L'acidité est le résultat de deux choses : la facilité à perdre le proton d'une part (faiblesse de la liaison) et la difficulté à le reprendre (charge négative bien repartie sur la base conjuguée, ce qui attire moins le proton).
Quand un acide perd un proton, ce proton ne reste pas "tout nu", il est généralement attrapé par la première base qui passe, et le plus souvent, ce n'est pas l'acide qui le perd, mais la base qui le prend. Du point de vue microscopique, quand un acide AH passe à coté d'une base B, il y a une certaine probabilité qu'un proton passe de l'un à l'autre, lié à la facilité de perdre le proton pour l'acide, la facilité d'accueillir le proton pour la base, etc, on obtient donc la base conjugué A- et l'acide conjugué BH+. Eux-mêmes ont une certaines probabilité d'échanger le proton dans l'autre sens si ils se croisent. Cela fait que du point de vu macroscopique, statistiquement on se retrouve avec des concentrations en AH, A-, B et BH+ liées entre elles par une loi stricte, qui dépend de l'acidité relative entre AH et BH+. On construit ainsi une échelle relative d'acidité. La plus courante et la plus utilisé est l'échelle d'acidité relativement à l'eau, ce qu'on nomme constante d'acidité (ou Ka)* :
** (valable en solution diluée)
A l'équilibre, les concentrations en AH et en sa base conjugué A- sont systématiquement lié à la concentration en ion hydronium, laquelle est directement liée au pH (en solution aqueuse diluée
Ce Ka mesure la force de l'acide, si il est très élevé, on voit que la tendance est à la transformation de beaucoup de AH en A-. On parle aussi de pKa = -log Ka.
Quand le Ka est supérieur à 1 (pKa inférieur à 0), on dit par convention que l'acide est fort, parce que si on l'ajoute dans l'eau dans une quantité raisonnable il se dissocie intégralement (tout le AH se transforme A-), du moins la proportion de AH restante est négligeable. Par exemple, si je met 0,001 mol d'un acide de Ka=1 dans un litre d'eau, à l'équilibre les concentrations en A- et en H3O+ seront de 0,000999 mol/L (c'est quasiment 0,001 mol/L) alors que la concentration en AH sera de 0,000001 mol/L (quasiment 0). On remarque que la concentration initiale de l'acide conditionne la concentration à l'équilibre de l'ion hydronium et donc le pH, c'est une caractéristique d'un acide fort : sa concentration initiale impose le pH final (bien sûr il faut que cette concentration soit supérieure à 10-5 - 10-6 mol/L, sinon le pH est simplement imposé par l'eau et ce sera 7).***
m@ch3
* : attention, souvent, on prolonge cette échelle dans d'autres milieu que le milieu aqueux, et on continue à parler de Ka, mais sa valeur peut alors changer car le solvant du milieu peut diminuer ou amplifier l'acidité (par exemple en formant avec l'acide ou la base des complexes différents de ceux que l'eau forme).
** : notons que le Ka est sans dimension car chaque concentration intervenant est divisée par la concentration de référence de 1 mol/L, ce qu'on omet généralement d'écrire pour ne pas alourdir l'expression inutilement. Certains prof donnent une unité au Ka, je ne suis pas pour cet usage car pour calculer le pKa, on prend le log, et le log ne s'applique qu'à des grandeurs non dimensionnées. Cette remarque vaut aussi pour la définition du pH où la concentration en hydronium est en fait divisée par la concentration de référence pour l'adimensionner.
*** : bon, dans mon exemple avec un pKa=0, on est un peu juste, il faut vraiment être dilué, et même pour un pKa de -1 c'est encore un peu juste.
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Merci d'avoir répondu, vous avez déjà un peu éclairci mes interrogations
Néanmoins la plupart des choses décrites me sont assez familière, ce que je ne comprend pas c'est vraiment l'origine de l'échelle pka. Quelle intérêt à continuer une échelle de pka en solution aqueuse en dessous d'un pka de -1.7 ( wikipédia) alors que c'est la valeur de l'H3O+. Est-ce pour déterminer quel acide est susceptible d'interagir en priorité dans un mélange d'acides ?
J'aimerai donc savoir 1) le ka (ou pka) est -il déterminé et sur quelle propriété moléculaire dépend-il
2) Quelle intérêt de déterminer des pka inférieur à -1.7 en solution aqueuse
3) pourquoi dit-on que l'acide chlorhydrique est plus faible que l'acide bromhydrique
Merci d'avance pour vos réponses
ben d'une part parce que l'équation du Ka continue de fonctionner, si on avait les capacités analytiques requises, on pourrait doser le pouillème d'acide non dissocié et en déduire le vrai KaQuelle intérêt à continuer une échelle de pka en solution aqueuse en dessous d'un pka de -1.7 ( wikipédia) alors que c'est la valeur de l'H3O+. Est-ce pour déterminer quel acide est susceptible d'interagir en priorité dans un mélange d'acides ?
d'autre part parce que la chimie ne s'arrête pas aux solutions aqueuses, on peut travailler dans d'autres milieux, voire dans d'autres solvants, et cela prolonge l'échelle (mais faut faire gaffe aux effets de solvants), c'est le domaine des super acides (capable de protonner des trucs improbables, même pas basiques habituellement) et des super bases (capable de déprotonner des trucs improbables, même pas acides habituellement).
Mais même en restant en aqueux, c'est intéressant de savoir que si vous mettez de l'acide sulfurique concentré sur une solution aqueuse de chlorure de sodium, vous allez former de l'acide chlorhydrique (qui va se dégager sous forme de chlorure d'hydrogène...).
Inversement, un acide nul (acide conjugué d'une base forte) peut avoir une dissociation très limité mais qui avec le temps à des effets remarquables, comme une racémisation. Les acides aminés par exemple possède un proton de pKa>14 sur le carbone en alpha (celui qui porte la chiralité), si ce proton s'en va, la molécule devient plane (carbocation), et ensuite le proton à une chance sur deux de revenir sur la bonne face, donc la chiralité se perd progressivement. En milieu très basique, on note une racémisation conséquente, mais on l'observe déjà en milieu peu basique, bien que beaucoup beaucoup plus lente, parce que de temps en temps l'une des molécules arrive à perdre ce proton pourtant très peu acide.
Le pka permet donc de classer les acidités (et les basicités) relativement les unes par rapport aux autres, peu importe le milieu (modulo l'effet de solvant), on peut d'ailleurs le relier à la structure moléculaire, il y a des calculateurs qui marchent assez bien d'ailleurs, les chimistes organiciens les utilisent beaucoup, et ils ont aussi des tables de pKa pour diverses fonctions : exemple ici http://www.chem.wisc.edu/areas/reich...e/kaketone.gif pour savoir si une cétone est plus ou moins facile à déprotonner en alpha en vue d'une addition (et donc à l'inverse il leur faut une table avec les pKa des superbases à mettre en face...).
m@ch3
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