Déterminer la force d'un acide c'est la même chose que de souligner la capacité que ce composé a à s'ioniser lorsqu'il est dissous dans l'eau. La connaissance de la force de l'acide montre si la concentration d'ions hydronium dans l'eau sera élevée ou faible.
Classification des acides
À propos force, un acide Peut être:
Fort (acide qui produit une grande quantité de cations hydronium (H3O+) dans l'eau);
Modéré ou Semi-fort (acide qui produit une quantité intermédiaire de cations hydronium (H3O+) dans l'eau);
Faible (acide qui produit une faible quantité de cations hydronium (H3O+) dans l'eau).
Maintenant, voyez quelques conseils pour déterminer la force d'un acide:
1er conseil: formule moléculaire acide
- Si on a un hydrate (acide sans oxygène dans sa formule) :
Acide fort: uniquement HCl, HBr ou HI ;
Acide modéré ou semi-fort: HF uniquement ;
Acide faible: tout autre hydroxyde.
- Si on a un oxyacide (acide avec oxygène dans sa formule) :
Dans ce cas, il faut effectuer la soustraction entre le nombre d'oxygènes et le nombre de hydrogènes ionisables présent dans la formule acide :
x = O - H
Donc, si le x a :
Résultat ≥ 2 → Acide fort
Résultat = 1 → Acide modéré ou semi-fort
REMARQUE: L'acide H3POUSSIÈRE3 a trois hydrogènes dans la formule, mais seulement deux sont ionisables, donc votre résultat est 1. L'acide H3POUSSIÈRE2 a trois hydrogènes dans la formule, mais un seul est ionisable, donc son résultat est 1.
Résultat = 0 → Acide faible
REMARQUE: L'acide H2CO3, même avec un résultat de 1, est une exception, car il est faible.
Exemples:
H2s
C'est un acide faible car il ne fait pas partie des acides hydriques forts (HCL, HBr et HI) et ce n'est pas l'acide hydrique modéré (HF).
H3POUSSIÈRE4
C'est un acide modéré car, puisqu'il s'agit d'un oxyacide, dans la soustraction entre le nombre d'oxygènes (4) et le nombre d'hydrogènes (3), le résultat est 1.
H4P2O7
C'est un acide fort car, puisqu'il s'agit d'un oxyacide, dans la soustraction entre le nombre d'oxygènes (7) et le nombre d'hydrogènes (4), le résultat est 3.
2ème conseil: degré d'ionisation (α)
Le degré d'ionisation indique le pourcentage d'ionisation acide lorsqu'il est dissous dans l'eau. C'est la relation établie entre le nombre de molécules ionisées et le nombre de molécules d'acide initiales :
α = nombre de molécules ionisées
nombre de molécules de départ
Après avoir effectué la division entre le nombre de molécules, il faut multiplier le résultat par 100 pour trouver le pourcentage d'ionisation. Sur ce, si :
α ≥ 50% → Acide fort
50% < α > 5% → Acide modéré ou semi-fort
α ≤ 5% → Acide faible
Exemple: 50 molécules d'un certain acide HX ont été ajoutées à l'eau, mais seulement 20 molécules ont été dissociées.
α = nombre de molécules ionisées
nombre de molécules de départ
α = 20
50
α = 0,4
Comme il faut multiplier α par 100, on a :
α = 0,4.100
α = 40% - acide modéré
3ème astuce: Constante d'ionisation (Ki)
Pour un acide, on a équation d'ionisation général:
HX + H2O → H3O+ + X-
Sa constante d'ionisation (Ki) est la relation entre les concentrations de produit et la concentration molaire acide :
Ki = [H3O+].[X-]
[HX]
REMARQUE: L'eau n'entre pas dans l'expression car, pour le ionisation arrive, il doit être présent, c'est-à-dire qu'il est une constante dans le processus.
En analysant l'expression, nous pouvons voir que la concentration d'hydronium [H3O+] est au numérateur et la concentration en acide [HX] est au dénominateur. Ainsi, plus la concentration en hydronium est élevée, plus la valeur Ki est élevée.
Grâce au Ki d'un acide, on peut savoir s'il y a trop d'hydroniums dans le milieu et vice versa. Pour classer l'acide, on prendra en compte la référence suivante :
Ki > 10-3 → Acide fort
Ki = 10-3 ou 10-4 → Acide modéré ou semi-fort
Ki 10-5 → Acide faible
Exemples:
Acide sulfurique (H2SEUL4) - Ki = 1.2.10-2
C'est un acide fort car son Ki est supérieur à 10-3.
Acide nitrique (HNO2) - Ki = 4,10-4 → Acide modéré
C'est un acide modéré car son Ki est de 10-4.
acide cyanhydrique (HCN) - Ki = 6.2.10-10
C'est un acide faible car son Ki est inférieur à 10-5.
Par moi Diogo Lopes Dias
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/dicas-para-determinar-forca-um-acido.htm
