Bonjour à tous,

J'ai des exercices à faire pour lesquels il est nécessaire de savoir si un acide est faible ou fort. Le problème, c'est que même en connaissant leur pKa je suis incapable de les différencier.. Je sais seulement que H3O+ est l'acide le plus fort puisque son pKa est de 0. Y a t-il un pH limite au dessus duquel un acide est considéré comme "faible"? (car rien dans mon cours ne donne d'indications sur cela) et du coup J'ai le même problème pour différencier base forte/ faible.

Merci d'avance.

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Edité par ecosciences 14 février 2013 à 12:08:03

Of course.

En fait, la limite, dans l'eau, ben c'est l'eau, donc t'as la limite extrème du fond, \(H_3O^+/H_2O\), avec un pKa de 1.74 et la limite du haut \(H_2O/OH^-\), avec un pKa de 15.74. En dessous de 1.74, tout acide est considéré comme fort car se décomposant spontanément en ces constituants, au dessus il est considéré comme faible, et au delà de 15.74, toute base est spontanément débarassée de ces H⁺, c'est la limite entre base faible et forte. Voilà pour les limites

EDIT : le \(H_3O^+\) n'est pas à zéro, contrairement à ce qu'on pourrait croire attention.

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Edité par Anonyme 14 février 2013 à 12:57:57

Ah d'accord , je vais corriger le pKa de H3O+ dans mon cours Merci infiniment :) !

J'avais également un problème par rapport à Na+ , dans des exercices mon prof le considère une fois comme un acide, une autre fois comme une base, et du coup je suis perdue. J'ai relu la définition d'un acide telle quelle a été définie dans mon cours et il s'agit d'une espèce capable de céder un proton, or Na+ n'en possède pas.. Est ce que vous pensez qu'il s'agit d'une erreur?

Merci d'avance 

NaOH_(s) -> Na⁺_(aq) + OH^-_(aq) Ce qui signifie que le Cristal d'hydroxyde de sodium une fois en solution, libère un Ion Hydroxyde, une base est une expèce pouvant capter un proton, ou encore donner un Hydroxyde. Dans une dilution de base/acide on voit, que les ions se séparent, donnant naissance à des "Base conjugés" (ici OH-) et a un Acide Conjugé (ici Na+) Cela veut dire que si la réaction peut se produire à l'inverse, le comporte de Na+ va être de soit donner un Proton (impossible) soit capter un Hydroxyde (possible en théorie). Bon NaOH est une base forte, n'ayant pas d'équilibre "raellement" le terme acide conjugé lui est moins propre que "ion indifférent" dans la plus part des réactions.

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Edité par Blackline 15 février 2013 à 0:10:45

Pierre_24 a écrit:

Of course.

En fait, la limite, dans l'eau, ben c'est l'eau, donc t'as la limite extrème du fond, \(H_3O^+/H_2O\), avec un pKa de 1.74 et la limite du haut \(H_2O/OH^-\), avec un pKa de 15.74. En dessous de 1.74, tout acide est considéré comme fort car se décomposant spontanément en ces constituants, au dessus il est considéré comme faible, et au delà de 15.74, toute base est spontanément débarassée de ces H⁺, c'est la limite entre base faible et forte. Voilà pour les limites

EDIT : le \(H_3O^+\) n'est pas à zéro, contrairement à ce qu'on pourrait croire attention.

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Je ne suis pas tout à fait d'accords avec ça.

En réalité, il y à 2 façons de penser, celle-ci n'est pas fausse (sauf que c'est -1.74 :p), mais il y a une autre explication qui permet d'affirmer que ces couples ont des pKa de 0 et 14. Et le problème c'est que les deux calculs tiennent parfaitement la route ! Y'a des gens qui se battent depuis des années à ce sujet ^_^'

D'abords les chiffres que donne Pierre_24 :

On considère l'eau comme un acide HX dont l'équation de dissociation dans l'eau est : HX + H₂O --> H₃O⁺ + X^-
D'où K = [H₃O⁺][X-]/[HX][H₂O]
Mais comme l'eau est le solvant, et que sa concentration reste toujours égale à 55.5 mole/litre, on choisit de faire passer ce terme constant dans la constante K, qui devient K' :
K' = K[H2O] = [H₃O⁺][X-]/[HX]
En faisant le calcul en remplaçant HX par H₂O, X^- devient OH^- , on trouve les valeurs citées, et c'est celles qu'on trouve généralement dans les tables : K_a = K' = [H₃O⁺][OH-]/[H2O]
= 10^-14/55.5

Maintenant on peut se dire que tout ça n'est pas logique, attribuer à l'eau le rôle du solvant ET de l'acide peut gêner quelques personnes. Du coup, on peut à la place considérer la formation des ions à partir de l'acide faible H₂O :
H₂O + H₂O --> H₃O⁺ + OH^-

Dans ce cas, Le K de la réaction n'es pas comparable au Ka d'un acide faible (pas les mêmes dimensions). On se retrouve avec l’équation du Ke, dont on tire les valeurs 0 et 14.

On peut choisir le modèle qu'on veut, je préfère le deuxième, ça m'évite de me dire que l'acide nitrique est un acide faible par exemple (pKa = -1.3 > -1.74 => acide faible si on prends le premier modèle).

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Edité par Akio 28 février 2013 à 21:18:58

Merci pour la correction, tu as tout à fait raison, j'ai oublié le "-".

Pour le reste, je vais éviter de rentrer dans le débat ... Que j'applique sans le savoir, puisque j'affirme à grand corps et cris que l'acide nitrique est un acide fort sans avoir réelement réfléchi au fait que c'était en contradiction avec ce que je pensais. 

Comme j'ai dis, on peut appliquer ce que l'on veut. En réfléchissant, je ne connais que l'acide nitrique qui ferait exception à la règle. Et j'ai jamais rencontré d’application réelle où l'un des deux modèle induit d'erreur dans les calculs.

Mais comme il a dit qu'il allait corriger les valeurs dans son cour, j'ai préféré signaler que les deux existent, il suffit que sont professeur n'accepte que les réponses utilisant le deuxième modèle pour que ça lui vaille des points Et pour peut qu'il tombe sur le piège de l'acide nitrique ^_^'