En général, les acides peuvent être considérés comme des composés moléculaires contenant au moins un hydrogène qui est lié de manière covalente à un atome plus électronégatif. À titre d’exemple, considérons le composé fluorure d’hydrogène (HF). Comme nous l’avons discuté au chapitre 7, les électronégativités de l’hydrogène et du fluor sont respectivement de 2,1 et 4,0, et la liaison covalente hydrogène-fluorure est très fortement polarisée.
Pour cette raison, lorsque le fluorure d’hydrogène est dissous dans l’eau, les molécules d’eau s’orientent autour de HF de sorte que les dipôles de l’eau interagissent avec, et stabilisent, la liaison H-F fortement polarisée. La liaison hydrogène qui se forme entre l’hydrogène de HF et l’oxygène d’une eau adjacente est importante pour cette stabilisation. Cette liaison hydrogène non seulement stabilise le dipôle moléculaire de l’HF, mais elle affaiblit également la liaison covalente H-F. En conséquence, la liaison covalente H-F est affaiblie. À la suite de cet affaiblissement, la liaison H-F s’étire (la longueur de la liaison augmente), puis se rompt complètement. L’hydrogène qui était lié à la molécule d’eau est maintenant entièrement lié à l’oxygène, formant l’espèce H3O+ (l’ion hydronium) et le fluor existe maintenant sous forme d’anion fluorure. Ce processus est connu sous le nom de dissociation acide.
L’équation chimique décrivant la réaction de dissociation acide de HF est donnée dans l’équation 8.2a. Les produits de la réaction, l’anion fluorure et l’ion hydronium, sont des ions de charge opposée, et il est raisonnable de supposer qu’ils seront attirés l’un vers l’autre. S’ils entrent en contact, il est également raisonnable de penser que le processus de transfert d’hydrogène que nous avons décrit ci-dessus peut également se produire en sens inverse. C’est-à-dire que H3O+ peut se lier par hydrogène à l’ion fluorure et l’hydrogène peut être transféré en retour, pour former HF et de l’eau. L’équation chimique décrivant ce processus est présentée dans l’équation 8.2b. En fait, ces deux réactions se produisent simultanément (et très rapidement) en solution. Lorsque nous parlons d’un ensemble de réactions vers l’avant et vers l’arrière qui se produisent ensemble sur une échelle de temps très rapide, nous décrivons cet ensemble de réactions comme un équilibre et nous utilisons une double flèche spéciale dans la réaction chimique pour le montrer (équation 8.2c). On peut dire que l’équation 8.2c représente la dissociation à l’équilibre de HF dans l’eau.
HF (aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2a
HF (aq) + H2O(l)←H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2b
HF (aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2c
Pour tout équilibre, on peut écrire une constante d’équilibre qui décrit si les produits ou les réactifs seront les espèces prédominantes en solution. Nous aborderons ce sujet en détail au chapitre 10, mais selon la loi d’action de masse, la constante d’équilibre, K, pour cette réaction, est simplement donnée par le rapport des activités des produits et des réactifs. Pour simplifier les calculs, les activités des solutés sont approximées par la concentration en unités de molarité. Notez que tous les réactifs ou produits solides ou liquides, ou les solvants (comme l’eau) sont considérés comme des substances pures, et ont donc une activité égale à 1. Ainsi, pour l’ionisation de HF
\}{(1)}=\frac{}{}\]
Lorsque vous avez affaire à des acides, la constante d’équilibre est généralement appelée constante de dissociation acide, et s’écrit Ka. Plus la valeur de Ka est grande, plus l’étendue de l’ionisation et de la et plus la concentration résultante de l’ion hydronium est élevée. Comme la concentration de l’ion hydronium est directement liée à l’acidité, les acides ayant une grande valeur de Ka sont appelés acides forts. Nous présenterons les « acides faibles » au chapitre 10, mais pour l’instant, ce qu’il faut retenir, c’est que les acides forts sont pratiquement ionisés à 100% en solution. Cela ne signifie pas que la réaction en retour ne se produit pas, cela signifie simplement qu’elle est beaucoup plus favorable et que 99,9999999999% de l’acide est présent sous sa forme ionisée. Comme cela dépasse le nombre de chiffres significatifs avec lesquels nous travaillons habituellement, les acides forts sont généralement décrits comme étant ionisés à 100 % en solution. Le tableau 8.1 énumère les acides forts courants que nous étudierons dans ce texte.
Tableau 8.1. Acides forts courants
| HCl | acide chlorhydrique |
| HNO3 | acide nitrique |
| H2SO4 | acide sulfurique |
| HBr | acide bromhydrique |
| HI | acide iodhydrique |
| HClO4 | acide perchlorique |
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