Acides et bases forts et faibles : cours de Terminale

Tu sais déjà qu'un acide est une espèce capable de céder un proton $\mathrm{H^+}$ et qu'une base est une espèce capable d'en capter un. Tu sais aussi qu'un acide et sa base conjuguée forment un couple acide-base, et que le pH mesure l'acidité d'une solution aqueuse.

Une question reste ouverte : deux solutions d'acides différents, préparées à la même concentration, ont-elles le même pH ? L'expérience répond non. Une solution de concentration $1{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ peut avoir un pH de 2 avec un acide et de plus de 3 avec un autre. La différence ne vient pas de la quantité d'acide introduite, mais de ce qu'il fait réellement avec l'eau.

Le programme de spécialité de Terminale introduit les transformations acide-base en les modélisant par la réaction d'un acide sur l'eau ². Ce chapitre te donne l'outil pour comparer les acides et les bases : le taux d'avancement final de cette réaction.

Quand on introduit un acide $\mathrm{AH}$ dans l'eau, l'eau joue le rôle de base : elle capte un proton de l'acide. Cette transformation est celle que le programme met au cœur du chapitre : la réaction d'un acide ou d'une base avec l'eau ².

Pour un acide quelconque $\mathrm{AH}$, l'équation s'écrit :

$\mathrm{AH(aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons A^-(aq) + H_3O^+(aq)}$

Les deux couples mis en jeu sont $\mathrm{AH/A^-}$ et $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$. Les ions oxonium $\mathrm{H_3O^+}$ formés sont responsables de l'acidité de la solution : plus ils sont nombreux, plus le pH est bas.

Le caractère total ou non total se mesure grâce à une grandeur sans unité, que le programme demande de savoir déterminer à partir de la composition de l'état final ².

Dans le tableau d'avancement, la quantité d'ions oxonium à l'état final est égale à $x_f$ (la solution n'en contient pratiquement pas au départ à côté de ceux que l'acide produit). On a donc :

$x_f = [\mathrm{H_3O^+}]_f \times V \qquad\text{avec}\qquad [\mathrm{H_3O^+}]_f = 10^{-\mathrm{pH}}$

En reportant dans la définition de $\tau$ et en simplifiant par $V$ :

$\tau = \frac{[\mathrm{H_3O^+}]_f \times V}{c \times V} = \frac{10^{-\mathrm{pH}}}{c}$

Tu peux donc calculer $\tau$ avec seulement deux données : la concentration $c$ de la solution et son pH mesuré.

Le programme fait donc le lien direct entre la force d'un acide et l'avancement de sa transformation : un acide est qualifié de fort quand la réaction avec l'eau va presque jusqu'à la consommation complète de l'acide ¹. Dans la pratique, deux comportements très différents en découlent.

Pour un acide fort de concentration $c$, la réaction est quasi totale, donc $[\mathrm{H_3O^+}]_f \approx c$ et :

$\mathrm{pH} = -\log c$

Pour un acide faible de même concentration, $[\mathrm{H_3O^+}]_f < c$ : le pH est plus grand. Les deux solutions ont été préparées de la même façon, mais la seconde est moins acide.

L'écriture de l'équation traduit le caractère de la transformation.

Acide fort $\mathrm{AH}$ (réaction quasi totale) :

$\mathrm{AH(aq) + H_2O(\ell) \longrightarrow A^-(aq) + H_3O^+(aq)}$

Acide faible $\mathrm{AH}$ (réaction non totale, état d'équilibre) :

$\mathrm{AH(aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons A^-(aq) + H_3O^+(aq)}$

La double flèche signale que, à l'état final, les réactifs et les produits coexistent dans la solution.

Une base réagit avec l'eau en captant un proton à l'eau, ce qui forme des ions hydroxyde $\mathrm{HO^-}$ :

$\mathrm{B(aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons BH^+(aq) + HO^-(aq)}$

Le programme traite en parallèle le cas limite des acides forts et celui des bases fortes dans l'eau ², et applique la même logique : le caractère fort d'une base est associé à une transformation quasi totale de cette base avec l'eau ¹.

Un acide et sa base conjuguée sont liés : quand l'acide cède facilement son proton, la base conjuguée le reprend difficilement, et inversement. Une source de référence en chimie le formule avec le $\mathrm{p}K_a$ : plus la valeur du $\mathrm{p}K_a$ d'un acide est grande, plus cet acide est faible et plus sa base conjuguée est forte ³.

Le $\mathrm{p}K_a$ d'un couple est la grandeur que tu as déjà croisée avec les diagrammes de prédominance. Il permet de comparer des acides entre eux : à 25 °C, une référence considère qu'un acide est faible lorsque son $\mathrm{p}K_a$ dépasse celui du couple de l'ion oxonium, soit $-1{,}74$ ³. Garde bien en tête que, pour définir un acide fort ou faible, c'est le taux d'avancement de la réaction avec l'eau qui sert de critère, et que la valeur du $\mathrm{p}K_a$ sert à comparer et à interpréter.