Acide fort

[invitecba9dd38]

Salut à tous,

Je suis nouveau sur ce forum, et j'ai déjà une question qui me turlupine . Il s'agit des acides forts(pka<=0), dont on nous dit qu'ils sont complètement dissociés dans l'eau(réaction totale). Je me demandais comment la réaction pouvait être totale pour un acide de pka = 0, sachant de le pkA du couple H20/H30+=0. Ne devrait-il pas y avoir alors autant de AH que de H3O+ ?
Ah oui et je me demandais aussi pourquoi, en chimie organique, les pkA de l'eau indiqués ne sont pas toujours 0 et 14 mais -1,74 et 15,74.

Merci d'avance
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[invite882b13dc]

Salut et bienvenu(e)

Je me demandais comment la réaction pouvait être totale pour un acide de pka = 0, sachant de le pkA du couple H20/H30+=0. Ne devrait-il pas y avoir alors autant de AH que de H3O+ ?

Il faut en revenir à la définition du pKa dans l'eau. C'est une échelle relative qui permet de classer les acides par rapport aux couples de l'eau (fixés à 0 et 14). Mais cette valeur n'a de réalité que pour les espèces existant dans l'eau. En deçà, l'acide est plus fort que l'eau et est donc converti en l'acide le plus fort existant dans l'eau = H3O+ (c'est un transfert d'acidité). De même, au delà, la base est plus forte que l'eau et est convertie...

Ah oui et je me demandais aussi pourquoi, en chimie organique, les pkA de l'eau indiqués ne sont pas toujours 0 et 14 mais -1,74 et 15,74.

Deux possibilités:
Soit ce sont les valeurs dans un solvant différent de l'eau (car le pKa, ou plutôt l'acidité, a aussi une réalité dans le méthanol ou le DMSO)
Soit ce sont les vraies valeurs issues des calculs de thermo (car encore une fois, 0 et 14 sont des limites arbitrairement fixées)

[invitecba9dd38]

Merci pour tes réponses,

Il y a encore une chose que je ne comprends pas : si le pKa d'un acide est de 0, la constante Ka de sa dissociation dans l'eau est de 1; je ne comprends pas pourquoi il n'y a pas un équilibre. Pour avoir une réaction totale, ne faudrait-il pas que le pKa de l'acide soit inférieur à -4, pour que la constante de la réaction soit supérieure à 10^4 ?
J'ai l'impression de complètement m'embrouiller la tête avec ce chapitre

[invite882b13dc]

C'est un faux problème que tu te poses . Il n'y a pas d'acide de pKa=0 (hormis l'eau, et encore, c'est parcequ'il est défini comme ça)

Soit on dit qu'il est négatif : il y a dissociation totale, donc il n'est pas calculable puisque l'une des espèce n'existe pas en solution.

Soit on a des acides avec des pKa de l'ordre de 1 (ce sont les plus forts existants dans l'eau)

ta question est très judicieuse , mais elle aurait un sens si le pKa n'était pas lié au solvant.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitecba9dd38]

Oki, je crois que j'ai compris. En fait, je raisonnais en calculant Ka de la réaction de AH avec H20. J'avais AH + H20->A- + H3O+, et je me disais que si le Ka de cette dissociation est inférieur à 10^4, alors il reste du AH. Mais c'est un faux raisonnement puisque cette formule ne vaut que pour les acides faibles et que un acide fort, HCl par exemple, se dissocie complètement en H+ et Cl- car ces ions sont bien solvatés par l'eau.

J'ai bon

[invite882b13dc]

Ouaip!!
En remplaçant "acide faible" par acide de pK compris entre 1 et 12 (on peut pas dire qu'un acide de pKa=2 est un acide faible )

[invitecba9dd38]

Ok, mais donc si la formule pour calculer le pH d'un acide faible(ou d'une base faible) ne vérifie pas les conditions de l'approximation par que l'acide/la base est trop fort, je dois revenir à l'équation et ne plus négliger un des paramètres ?

Sinon rien à voir(enfin si mais c'est + de la chimie orga), je me demandais pourquoi les cétones étaient plus facilement protonées que les alcools. Est-ce à cause des propriétés différentes de la liaison pi qui est + polarisée

[Chalco]

Bonsoir,
Il me semble qu'un acide de pKa=0 est un acide dont la constante de dissociation est égale à 1. On peut donc calculer la concentration en ions H+ d'un tel acide à la concentraation c:
[H⁺][A^-]/[HA]=1
la solution est électriquement neutre :
[H⁺]=[A^-]
conservation de A :
[A^-]+[HA] = c
donc :
[H⁺]²=c-[H]⁺
et
[H]⁺ ={ (1+4c)^1/2-1}/2
Exemple :
c=1
on calcule
[H]⁺ = 0,62
soit
pH=0.2

Il n'est donc pas vrai qu'un acide fort a un pKa égal à 0,
pas plus que l'eau à un pKa égal à zéro. On pourrait calculer à partir de quelle valeur négative de pKa un acide à la concentration c est compètement dissocié à 99% près ([H]⁺ =0.99c

[mach3]

sauf que...



et que



c=a pour de faible concentration, mais a c=1, ce n'est guère le cas. ca ne change rien au probleme car effectivement dans ce cas tout l'acide n'est pas dissocié.

en revanche pour des concentrations de l'ordre de 10^-3 ou plus basse, on retombe bien sur c=[H⁺] à moins d'1% près

m@ch3

[invitecba9dd38]

Ah oui possible mais à mon niveau on travaille qu'à moins d'1mol/L, donc après les histoires d'activité ça me passe au-dessus

[Chalco]

Certes, mais on ne peut pas refaire à chaque fois un cours de chimie des solutions. Il est vrai que le pH se réfère à l'activité des ions H⁺. Mais les constantes utilisées le plus souvent sont des constantes mixtes, où l'activité des composants autres que celle de H⁺ est prise égale à la concentration, sinon on ne pourrait pas faire de calculs. La constante d'équilibre est alors valable pour une force ionique donnée : dans les tables, on trouve les constantes pour plusieurs forces ioniques.
De toute façon, je souhaitais seulement démontrer qu'un acide de pKa = 0 n'était pas un acide fort (compètement dissocié).

[mach3]

pKa=0, ca donne Ka=1, donc pas de dissociation totale par définition. il faudrait Ka=, donc pKa=- pour avoir une dissociation totale. si on va par là aucun acide n'est fort... que propose tu alors comme définition d'un acide fort?

un acide fort dans l'eau est un acide plus fort que l'eau, tout simplement AMHA. par corrolaire, un acide fort dans l'eau est très fortement dissocié à faible concentration.

m@ch3

[invitecba9dd38]

En fait je me rends compte que j'ai un peu de mal avec la notion de solvant. Peut-on considérer la réaction entre un acide et l'eau en tant que solvant de la même façon qu'on considererait celle d'un acide et d'une base tous les deux solvatés par l'eau ?

[mach3]

oui et non, car l'eau solvatée par de l'eau, c'est l'eau...

en fait la différence principale ici, c'est que la concentration en solvant de la solution est incluse dans les constante car quasiment invariable, sauf quand la concentration des soluté devient importante, et c'est pour ca que ca déraille.

On a la réaction suivante :



on devrait alors en toute logique écrire :



mais comme [H₂O] est constant pour de faibles concentrations en soluté, on prend comme constante d'acidité Ka=K[H₂O]

Je simplifie un peu car il n'y a pas que H₃O⁺, il y a aussi H₅O₂⁺ etc... reliés entre eux par des constante de complexation, et de meme pour A^-, mais c'est en gros pour ça que le solvant parait différent d'une simple base ou d'un simple acide

m@ch3

[Chalco]

j'abandonne, je dois être trop ou pas assez ctuel!