Acide fort
Un acide fort est un acide qui, en solution aqueuse, se dissocie totalement en ions H+, et en une base très faible dite base conjuguée de l'acide.
Définition
La réaction de dissociation d'un acide fort HA dans l'eau est la suivante (le signe « → » indique qu'il s'agit d'une réaction totale) :
- HA(aq) → H+(aq) + A−(aq),
l'anion A− étant la base conjuguée de l'acide HA.
Pour un diacide tel que l'acide sulfurique (H2SO4), le qualificatif d'acide fort ne se réfère qu'au premier atome d'hydrogène :
- H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4−(aq),
tandis que le second atome d'hydrogène de l'acide sulfurique n'est que faiblement acide (le signe « » souligne que la dissociation est partielle) :
- HSO4−(aq) H+(aq) + SO42−(aq).
De façon plus précise, un acide est dit « fort » lorsque son pKa (lié à la constante d'acidité Ka par pKa = -log10Ka) en solution aqueuse est inférieur à celui du cation oxonium H3O+, présent naturellement dans l'eau par autoprotolyse, qui vaut pKa = -1,74 : au-dessus de cette valeur, les ions oxonium sont de meilleurs donneurs de protons que l'acide, dont une fraction n'est donc pas dissociée, ce qui définit un acide faible ; en dessous de cette valeur, toutes les molécules d'acide sont dissociées, ce qui définit bien un acide fort.
Utilisations
Les acides forts sont principalement utilisés pour :
- les dosages acide-base ;
- les hydrolyses.
Un des avantages des acides forts est qu'une faible quantité suffit à acidifier une solution ; parfois quelques gouttes d'acide suffisent. Un acide fort se dissocie en libérant une grande quantité d'ions oxonium, ce qui a pour conséquence de baisser le pH d'une solution. Par définition, plus une solution contient d'ions oxonium, plus elle est acide. Une solution acide permet de casser certaines liaisons chimiques, ce qui est parfois d'une grande utilité.
Un acide fort réagit rapidement avec une base forte, la réaction est totale et exothermique ; des projections peuvent avoir lieu.
Exemples
Parmi les acides forts, on trouve :
- l'acide chlorhydrique, solution aqueuse du chlorure d'hydrogène HCl ;
- l'acide sulfurique H2SO4 ;
- l'acide nitrique HNO3 ;
- l'acide iodhydrique, solution aqueuse de l'iodure d'hydrogène HI ;
- l'acide bromhydrique, solution aqueuse du bromure d'hydrogène HBr ;
- l'acide perchlorique HClO4 ;
- l'acide chlorique HClO3 ;
- l'acide permanganique HMnO4 ;
- l'acide manganique H2MnO4.
Ces acides forts se dissocient totalement dans l'eau, de sorte que les molécules initiales (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4) disparaissent, libérant des cations oxonium H3O+ et divers anions :
- l'acide chlorhydrique libère des ions chlorure Cl− :
- HCl + H2O → H3O+ + Cl−
- l'acide bromhydrique libère des ions bromure Br− :
- HBr + H2O → H3O+ + Br−
- l'acide iodhydrique libère des ions iodure I− :
- HI + H2O → H3O+ + I−
- l'acide nitrique libère des ions nitrate NO3− :
- HNO3 + H2O → H3O+ + NO3−
- l'acide perchlorique libère des ions perchlorate ClO4− :
- HClO4 + H2O → H3O+ + ClO4−.
Quelques acides sont plus forts que l'acide sulfurique et sont appelés pour cela « superacides », notamment :
- l'acide fluoroantimonique HF·SbF5 ;
- l'acide magique HSO3F·SbF5 ;
- l'acide trifluorométhanesulfonique ou acide triflique HSO3CF3 ;
- l'acide fluorosulfurique ou acide fluorosulfonique HSO3F ;
- l'acide disulfurique (oléum) H2S2O7.
Sécurité
Les acides forts sont des produits à manipuler avec précautions. Des règles de sécurité sont à respecter lors de leurs utilisations. Les mentions de danger prévues par le système général harmonisé SGH et son adaptation européenne (règlement CE no 1272/2008) sont les suivantes :
- H314 : provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires ;
- H318 : provoque des lésions oculaires graves.
La plupart des acides forts sont corrosifs mais ce n'est pas toujours le cas : le carborane est un superacide un million de fois plus acide que l'acide sulfurique mais il est entièrement non corrosif. Par contre l'acide sulfurique est extrêmement corrosif et provoque de graves brûlures.
