L’acide sulfurique H2SO4 est un di-acide :
H 2SO 4
Hso; + H*
H s o ; ^ s o f + H '
1,9
La première acidité de l’acide sulfurique dans l’eau est forte, et la seconde est faible
(P^.,= 1,9).
L’acide orthophosphorique H3PO4 constitue un exemple de tri-acide ; il peut libérer jusqu’à
trois protons.
H 3P O 4
H 2P O 4 -
HPO
2H ,P o ; + H '
çK,,= 2,\
HfPO^+H'
pJf„,2=7,2
P O ’ - + f f
pif„.,= l 2,0
On remarque que HPO4 est un ampholyte, puisqu’il joue le rôle de base dans le couple
H 2PO^ / HPO4 et celui d’acide dans le couple H PO4 / PO 4
■a
O
c
û
kD
, —I
O
rsl
x:
ai
>Q .
O
U
2. La force des acides
M Relation entre la force d’un acide et le pK^
La valeur du pK^ d’un couple acide/base permet de classer les acides selon leur force par
rapport à l’acide H30^du couple de référence H3OVH2O.
Plus la valeur d’un p^^ est élevée, moins l’équilibre (1) sera déplacé vers la droite,
c’est-à-dire que peu d’ions N30^ seront libérés par l’acide : un acide faible est donc
d ’autant plus faible que son pK^ est grand. Inversement, un acide faible est d’autant plus
fort que son pK^ est faible.
• Plus le pK^ d ’un couple acide/base est petit {K^ élevé) plus l’acide du couple est fort
(acide plus fortement dissocié).
• Plus le pK^ d ’un couple acide/base est élevé
faible) plus l’acide est faible.
M Relation entre la force et la structure d’un acide
Un acide étant susceptible de libérer un ou plusieurs protons, il possède donc au moins
une liaison de type A -H polarisée. La coupure hétérolytique de cette liaison (pour donner A"et H+) sera d’autant plus facile, et donc l’acide d ’autant plus fort, que l’atome A
sera plus électronégatif.
Il est ainsi possible par exemple de classer la force des acides halohydriques (acides
forts) du plus faible au plus fort : HCl > HBr > HL L’acide HF est un cas particulier
dans cette série : bien que sa liaison soit polarisée, la liaison H -F est plus forte que pour
les autres acides, et le proton est donc cédé moins facilement que pour les autres acides
halohydriques.
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