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Constante d'acidité

En chimie, une constante d'acidité ou constante de dissociation acide, Ka, est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution. C'est la constante d'équilibre de la réaction de dissociation d'une espÚce acide dans le cadre des réactions acido-basiques. Plus cette constante Ka est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande, et donc plus fort est l'acide.

L'acide acétique, un acide faible, donne un proton (ion hydrogÚne, ici surcoloré en vert) à l'eau dans une réaction d'équilibre donnant l'ion acétate et l'ion hydronium (code couleur : rouge=oxygÚne, noir=carbone, blanc=hydrogÚne).

L'Ă©quilibre chimique de la dissociation acide peut ĂȘtre Ă©crit de façon symbolique oĂč AH est un acide gĂ©nĂ©rique se dissociant en A−, appelĂ©e sa base conjuguĂ©e, et en ion hydrogĂšne H+, communĂ©ment appelĂ© « proton », qui, si la rĂ©action s'effectue en solution aqueuse n'existe que sous la forme d'ion hydronium, H3O+, ou en d'autres termes un proton solvatĂ©.

Dans l'exemple donnĂ© dans la figure, « A » est le radical acĂ©tate CH3COO, et donc AH est l'acide acĂ©tique, CH3COOH, et A− sa base conjuguĂ©e, l'ion acĂ©tate CH3COO−.

Les espĂšces chimiques AH, A− et H+ sont dites en Ă©quilibre si leur concentration ne varie pas en fonction du temps. La constante d'Ă©quilibre est habituellement Ă©crite en termes de quotient de concentrations des diffĂ©rentes espĂšces Ă  l'Ă©quilibre (en mol/L), notĂ©es [AH], [A−] et [H+].

Cette constante dĂ©pend donc de l'espĂšce concernĂ©e (A), mais aussi du solvant et de la tempĂ©rature. Du fait des fortes variations de Ka (plusieurs ordres de grandeur), on utilise couramment une Ă©chelle logarithmique. Cette constante logarithmique, notĂ©e pKa = , est souvent (mais improprement) appelĂ©e « constante d'aciditĂ© ». Pour l'acide acĂ©tique comme exemple, Ka = 1,8 Ă— 10−5, alors pKa = 4,74. Les acides plus faibles ont des valeurs de Ka infĂ©rieures et des valeurs de pKa supĂ©rieures.

Du fait de l'Ă©chelle logarithmique inversĂ©e, plus cette constante pKa est Ă©levĂ©e, plus la dissociation de l'espĂšce acide Ă  pH donnĂ© (voir l'Ă©quation de Henderson-Hasselbalch qui donne une relation entre le pH et le pKa) est faible, et donc plus l'acide est faible. Un acide faible a un pKa variant entre −1,74 Ă  25 °C et approximativement 12 dans l'eau. Les acides avec un pKa de valeur infĂ©rieure Ă  −1,74 Ă  25 °C (pKa du cation hydronium H3O+) sont appelĂ©s acides forts et se dissocient presque intĂ©gralement dans les solutions aqueuses, et donc la concentration de l'espĂšce acide non dissociĂ©e devient indĂ©tectable. Les pKa des acides forts en solutions aqueuses sont estimĂ©s de façon thĂ©orique, ou par extrapolation de mesures dans des solutions non-aqueuses, dans lesquelles la constante de dissociation est plus faible, par exemple dans l'acĂ©tonitrile ou le dimĂ©thylsulfoxyde (DMSO).

Constante de basicité

La base conjuguĂ©e A− peut rĂ©agir Ă  son tour (dans l'eau) selon . Pour cet Ă©quilibre, la constante de basicitĂ© et pKb = .

Les deux constantes Ka et Kb sont reliĂ©es par KaKb = [H+][HO−] = Ke = 1,0 Ă— 10−14, le produit ionique de l'eau. Sous forme logarithmique inversĂ©e, pKa + pKb = pKe = 14. Pour l'acide acĂ©tique comme exemple, pKa = 4,74 et donc pour l'ion acĂ©tate, pKb = 14 – 4,74 = 9,26.

Affinité protonique

Le pKa dépend énormément du solvant dans lequel il est mesuré. Ce n'est pas le cas de l'affinité protonique qui mesure une constante d'acidité en phase gazeuse, donc sans solvant.

Notes et références

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