Lorsqu'on parle d'acide, on ne peut s'empêcher de penser aux nombreuses boissons gazeuses qui frétillent et crépitent au fond de nos verres poussiéreux.
Bien que ce que l'on appelle un acide en chimie soit très réactif, ils ont souvent une apparence passive.. On entend souvent parler d'acide chlorhydrique, d'acide éthanoïque, d'acide formique… Mais qu'est-ce qu'un acide ? Et puis, quel est l'acide le plus fort ?

Un acide est, au sens de Brønsted, une entité chimique capable de céder un proton \(H^{+}\), a contrario d'une base. Qu'est-ce que cela signifie concrètement ?
Eh bien, cela veut dire qu'une molécule ou un ion va pouvoir récupérer un proton lors d'une réaction chimique. Mais d'où vient-il ? C'est la base de la réaction chimique qui va capter ce proton. Ce transfert ionique est une réaction acido-basique.

Ces réactions peuvent s'écrire sous la forme :

\(AH = A^{-} + H^{+}\)

\(AH\) est le nom générique donné à l'acide, \(A^{-}\) est donc sa base conjuguée. En effet, lors de la réaction, cette base \(A^{-}\) possède une charge négative de plus par rapport à l'acide \(AH\).
Ainsi, lors de la réaction, la charge apportée par le proton \(H^{+}\) sera neutralisée par la charge négative de la base.

Si l'on souhaite insérer l'eau dans la réaction, on obtient : \(AH + H_{2}O = A^{-} + H^{+} + H_{2}O\), ce qui donne : \(AH + H_{2}O = A^{-} + H_{3}O^{+}\).
\(H_{3}O^{+}\) est l'ion hydronium.

Les réactions acido-basiques, qui peuvent se faire dans un sens comme dans l'autre, sont dites équilibrées. La constante d'acidité \(K_a\) permet d'étudier l'acidité d'un acide et est définie à partir des concentrations molaires(1), des réactifs et des produits de la réaction à l'équilibre. Cependant, on préfère utiliser cette constante à travers son expression logarithmique négative car elle permet de trouver des résultats évoquant des valeurs de \(pH\), de potentiel Hydrogène ; le \(pK_a\), potentiel d'acidité de l'acide mis en jeu lors de la réaction.

\(pK_a = -log_{10}(K_a)\)

Prenons un exemple concret : l'acide bromhydrique a pour potentiel d'acidité :

\(pK_a = -8\)

On en déduit donc sa constante d'acidité : \(-log_{10}(K_a) = -8\) soit \(log_{10}(K_a) = 8\)
La fonction réciproque à \(log_{10}(x)\) est \(10^{x}\), ainsi : \(K_a = 10^x\) donc \(K_a = 10^8\), soit \(K_a = 100 000 000\)
Un tel rapport est énorme, n'est-ce pas ?

Si l'on reprend la définition mathématique de cette constante d'acidité, dont on a expliqué la structure plus haut, voici ce que l'on obtient :

\(K_a = \frac{\frac{[A^{-}]_{eq}}{C^{0}} \times \frac{[H_{3}O^{+}]_{eq}}{C^{0}}}{{\frac{[AH]_{eq}}{C^{0}}}}\)

Analysons cette formule bout par bout. Il y a, comme on l'a dit, les concentrations molaires de l'acide \([AH]\), de sa base conjuguée (la base avec laquelle il réagit) \([A^{-}]\) et des ions hydronium \([H_{3}O^{+}]\) formés lors de la réaction(2). Ces trois concentrations, données à l'équilibre de l'avancement, sont divisées par une concentration \(C^{0}\) qui vaut 1 mol. L-1. Pourquoi l'avoir mise si elle vaut 1 ? Elle permet tout simplement de se débarrasser des unités lors du calcul et donc de donner une constante d'acidité sans unité (c'est bien ce que l'on veut).

Si l'on massacre un peu la formule pour la simplifier aux yeux du lecteur néophyte, on obtient quelque chose comme cela :

\(K_a = \frac{concentration\,des\,produits}{concentration\,acide}\)

Or, dans notre cas, ce rapport doit valoir cent millions ! Imaginez un peu : vos produits doivent être cent millions de fois plus concentrés que votre réactif ! Cela semble gigantesque, et si c'est le cas à l'équilibre, cela signifie que l'acide réactif est un acide fort : il se dissout totalement dans le solvant utilisé (eau ou composé organique, tel que le cyclohexane).

Comment classe-t-on les acides forts ? On les classe selon leur \(pK_a\), bien sûr !
On pense souvent que l'acide chlorhydrique est le plus fort de tous ; quelquefois, on entend qu'il s'agit de l'acide sulfurique. Cela dit, aucun d'eux n'est à la hauteur de l'acide le plus fort qui soit !

Voici une petite liste d'acides forts pour vous mettre en haleine :

  • Acide chlorhydrique (\(pK_a > 1\))
  • Acide nitrique (\(pK_a = -2\))
  • Acide bromhydrique (\(pK_a = -8\))
  • Acide sulfurique (\(pK_a = -9\))

À partir de ce dernier, on atteint le niveau de superacides. Ils sont au moins aussi forts que l'acide sulfurique pur à 100%, c'est vous dire ! Il en existe peu :

  • Acide fluorosulfurique (\(pK_a = -10\))
  • Acide iodhydrique (\(pK_a = -10\))
  • Acide trifluorométhanesulfonique ou acide triflique (\(pK_a = -14\))

Le superacide le plus fort n'est même pas l'acide triflique ! Non, il en existe encore un autre… Il est impossible de faire plus fort que l'acide fluoroantimonique : \(-25 \geq pK_a \geq -30\).

Avec un tel \(pK_a\), il vaut mieux éviter de s'y frotter ! Quand on pense qu'en travaux pratiques de chimie en lycée, on nous dit de faire attention à l'acide chlorhydrique…

  1. (1) ↑ La quantité de matière en « mol », soit le nombre d'atomes que l'on trouve dans un volume de solution.
  2. (2) ↑ On ne compte pas l'eau dans le \(K_a\) lorsqu'elle est un réactif.