WikiSysop : /* Liste de pKa d'acides et bases, inorganiques et organiques */

WikiSysop — Tue, 23 Dec 2025 14:32:30 GMT

‎Liste de pKa d'acides et bases, inorganiques et organiques

WikiSysop : /* Constante d'acidité */

WikiSysop — Sun, 03 May 2015 13:52:23 GMT

‎Constante d'acidité

Nouvelle page

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Acide-base]]
== Définitions ==
=== Constante d'acidité ===
Soit l'équilibre chimique d'un acide en solution aqueuse et à 25 °C :
:AH + H2O ⇄ A– + H3O+
On définit la constante d'acidité ainsi :
:<math>K_a = \frac{a_{A^-}^{eq}.a_{H_3O^+}^{eq}}{a_{AH}^{eq}}</math>
où <math>a_X^{eq}</math> représente l'''activité'' d'une substance X à l'équilibre.

Pour une solution suffisamment diluée, on peut faire l'approximation que l'activité d'une espèce chimique est égale à sa concentration<ref>La notion d'''activité'' d'une espèce chimique se comprend comme la concentration en espèce ''active'', c'est-à-dire capable de réagir librement. Pour une solution diluée on suppose que toutes les molécules d'une espèce sont sans interaction entre elles, et donc sont toutes potentiellement actives ; en solution concentrée, toutes les molécules d'une espèce ne sont pas totalement "libres", l'activité de l'espèce est donc inférieure à la concentration de l'espèce. Voir : http://fr.wikipedia.org/wiki/Activité_chimique</ref>, soit <math>a_X=[X]</math>, d'où la relation :
:<math>K_a = \frac{[A^-]_{eq}.[H^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}</math>
Les concentrations sont celles à l'équilibre.

Le pKa est défini ainsi :
::pKa = – log10 Ka

=== Mesure de l'acidité d'une solution ===
Une indication de l'acidité d'une solution aqueuse peut se faire à partir de la quantité d'ions H3O+ ou OH– par unité de volume.

En raison de l'auto-protolyse de l'eau (réaction de l'eau sur elle-même) selon :
:H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH–
il existe une relation d'équilibre entre [H3O+] et [OH–] dont la constante (ou ''produit ionique'') :
:Ke = [H3O+].[OH–]
prend la valeur de 10–14 à 25 °C dans l'eau (mais qui varie légèrement en fonction de la température).

Le '''potentiel hydrogène''', noté '''pH''', est défini comme :
:pH = – log10 aH3O+
ou, pour un solution diluée, en fonction de la concentration :
:pH = – log10 [H3O+]
ou encore, en utilisant la relation du Ke (à 25 °C) :
:pH = 14 + log10 [OH–]

Ainsi, pour une solution aqueuse à 25 °C :
* Si [H3O+] = [OH–], alors pH = 7, la solution est dite "neutre".
* Si [H3O+] > [OH–], alors pH < 7, la solution est dite "acide".
* Si [H3O+] < [OH–], alors pH > 7, la solution est dite "basique" (ou "alcaline").

== Liste de pKa d'acides et bases, inorganiques et organiques==

Il est à noter que certains de ces acides/bases n'existent pas en solution aqueuse, tels l'acide fluoroantimonique et l'acide fluorosulfurique. On remarquera également que seules des substances ayant un pKa compris entre 0 et 14 donnent lieu à des équilibres en solution aqueuse, mais l'existence de pKa inférieurs à 0 et supérieurs à 14 est due à l'existence d'équilibres de ces composés dans des solvants organiques polaires tels que le [[méthanol]], ou encore le [[diméthylsulfoxyde]].

{|align="center" border="1" class="sortable"
! Nom de l'acide !! AH (acide) !! Base conjuguée !! A– (base) !! pKa
|-
| Acide fluoroantimonique || ((SbF6)−(H2F)+) || || || -30
|-
| Acide trifluorométhanesulfonique || CF3SO3H || Trifluorométhanesulfonate (ion) || CF3SO3– || -14,9
|-
| Acide fluorosulfurique || HSO3F || Fluorosulfate (ion) || SO3F–|| -10
|-
| [[Acide sulfurique]] || H2SO4 || Hydrogénosulfate (ion) || HSO4– || -7
|-
| [[Acide cyanhydrique]] || HCN(aq) || Cyanure (ion) || CN– || 9,21
|-
| Acide cyanique || HCNO(aq) || Cyanate (ion) || CNO– || 3,46
|-
| Acide thiocyanique || HSCN(aq) || Thiocyanate (ion) || SCN– || -1,8
|-
| [[Acide fluorhydrique]] || HF(aq) || Fluorure (ion) || F– || 3,20 (3,17)
|-
| [[Acide perchlorique]] || HClO4 || Perchlorate (ion) || ClO4– || -1,6 (20°C)
|-
| [[Acide iodhydrique]] || HI(aq) || Iodure (ion) || I– || -10
|-
| [[Acide chlorhydrique]] || HCl(aq) || Chlorure (ion) || Cl– || -7 à –3
|-
| [[Acide bromhydrique]] || HBr(aq) || Bromure (ion) || Br– || -8
|-
| [[Acide nitrique]] || HNO3 || Nitrate (ion) || NO3– || -2
|-
| [[Acide nitreux]] || HNO2 || Nitrite (ion) || NO2– || 3,25
|-
| Acide chromique || H2CrO4 || Hydrogénochromate (ion) || HCrO4– || 0,74 (0,98)
|-
| Hydrogénochromate (ion) || HCrO4– || Chromate (ion) || CrO42– || 6,49
|-
| [[Hydrazine]] || N2H4 || Hydrazinium (ion) || N2H3– || 8,1
|-
| Acide hydrazoïque || HN3 || Azoture (ion) || N3– || 4,6
|-
| Acide germanique || H2GeO3 || Hydrogénogermanate (ion) || HGeO3– || 9,01
|-
| Hydrogénogermanate (ion) || HGeO3– || Germanate (ion) || GeO32– || 12,3
|-
| [[Acide borique]] || H2B4O7<ref>Dans l'eau, on a : H2B4O7 + 5 H2O → 4 H3BO3</ref> || Hydrogénoborate (ion) || HB4O7– || 9,14 ; 9,27 (20°C)
|-
| Hydrogénoborate (ion) || HB4O7– || Borate (ion) || B4O72– || > 14 (20°C)
|-
| Hydrogénosulfate (ion) || HSO4– || Sulfate (ion) || SO42– || 1,88
|-
| Acide carbonique || H2CO3<ref>Non isolable, que l'on devrait écrire en fait CO2,H2O</ref> || Hydrogénocarbonate (ion) || HCO3– || 6,35
|-
| Hydrogénocarbonate (ion) || HCO3– || Carbonate (ion) || CO22– || 10,33
|-
| Acide chloreux || HClO2 || Chlorite (ion) || ClO2– || 1,94
|-
| Acide hypochlorique || HClO || Hypochlorite (ion) || ClO– || 7,40 (7,3)
|-
| Acide hypobromique || HBrO || Hypobromite (ion) || BrO– || 8,55
|-
| Acide hypoiodique || HIO || Hypoiodite (ion) || IO– || 10,5
|-
| Acide iodique || HIO3 || Iodate (ion) || IO3– || 0,78
|-
| Acide periodique || HIO4 || Periodate (ion) || IO4– || 1,64
|-
| [[Acide phosphorique]] || H3PO4 || Dihydrogénophosphate (ion) || H2PO4− || 2,16
|-
| Dihydrogénophosphate (ion) || H2PO4− || Hydrogénophosphate (ion) || HPO42− || 7,21
|-
| Hydrogénophosphate (ion) || HPO42− || Phosphate (ion) || PO43− || 12,32
|-
| Acide phosphoreux || H3PO3 || Hydrogénophosphorite (ion) || H2PO3− || 1,3 (20°C)
|-
| Hydrogénophosphorite (ion) || H2PO3− || Phosphorite (ion) || HPO32− || 6,70 (20°C)
|-
| Acide pyrophosphorique || H4P2O7 || Trihydrogénopyrophosphate (ion) || H3P2O7− || 0,91
|-
| Hydrogénopyrophosphate (ion) || H3P2O7− || Dihydrogénopyrophosphate (ion) || H2P2O72− || 2,10
|-
| Dihydrogénopyrophosphate (ion) || H2P2O72− || Monohydrogénopyrophosphate (ion) || HP2O73− || 6,70
|-
| Trihydrogénopyrophosphate (ion) || HP2O73− || Pyrophosphate (ion) || P2O74− || 9,32
|-
| Dioxyde de vanadium (I) tétrahydraté (ion) || [VO2(H2O)4]+ || Acide vanadique || H3VO4 + 2 H2O || 4,2
|-
| Acide vanadique || H3VO4 || || H2VO4− || 2,60
|-
| || H2VO4− || || HVO42− || 7,92
|-
| || HVO42− || Vanadate (ion) || VO43− || 13,27
|-
| Acide arsénique || H3AsO4 || || H2AsO4− || 2,26
|-
| || H2AsO4− || || HAsO42− || 6,76
|-
| || HAsO42− || Arséniate (ion) || AsO43− || 11,29
|-
| [[Peroxyde d'hydrogène]] || H2O2 || Hydroperoxyde (ion) || HO2− || 11,62
|-
| [[Acide sulfhydrique]] || H2S || Hydrogénosulfure (ion) || HS− || 7,05
|-
| Hydrogénosulfure (ion) || HS− || Sulfure (ion) || S2− || 19
|-
| [[Eau]] || H2O || Hydroxyde (ion) || HO− || 13,995
|-
| Séléniure d'hydrogène || H2Se || Hydrogénoséléniure (ion) || HSe− || 3,89
|-
| Hydrogénoséléniure (ion) || HSe− || Séléniure (ion) || Se2− || 11,0
|-
| Tellure d'hydrogène || H2Te || Hydrogénotellure (ion) || HTe− || 2,6
|-
| Hydrogénotellure (ion) || HTe− || Tellure (ion) || Te2− || 11
|-
| [[Hydroxylamine]] || NH2OH || || NHOH− || 5,94
|-
| Acide arsénieux || H2AsO3 || || HAsO3− || 9,29
|-
| [[Acide paratoluènesulfonique]] || CH3C6H4SO3H || paratoluènesulfonate (ion) || CH3C6H4SO3- || -2,8<ref>http://en.wikipedia.org/wiki/P-Toluenesulfonic_acid</ref>
|-
| 2,4-Dinitrophénol || C6H4N2O5 || 2,4-Dinitrophénolate (ion) || C6H3N2O5- || 3,9
|-
| [[Acide benzoïque]] || C6H5CO2H || Benzoate (ion) || C6H5CO2- || 4,2
|-
| [[Acide méthanoïque]] || HCOOH || Méthanoate (ion) || HCOO- || 3,751
|-
| [[Acide éthanoïque]] || CH3CO2H || Ethanoate (ion) || CH3CO2- || 4,756
|-
| [[Acide propanoïque]] || CH3CH2CO2H || Propanoate (ion) || CH3CH2CO2- || 3,17
|-
| [[Acide butanoïque]] || CH3CH2CH2CO2H || Butanoate (ion) || CH3CH2CH2CO2- || 4,82
|-
| [[Phénol]] || C6H5OH || Phénolate (ion) || C6H5O- || 9,99
|-
| Ammonium (ion) || NH4+ || [[Ammoniac]] || NH3 || 9,2
|-
| Ethylammonium (ion) || C2H5-NH3+ || [[Éthylamine|Ethylamine]] || C2H5-NH2 || 10,7
|-
| Triéthylammonium (ion) || (C2H5)3NH+ || [[Triéthylamine]] || (C2H5)3N || 10,72
|-
| Pyridinium (ion) || C5H5NH+ || [[Pyridine]] || C5H5N || 5,2
|-
| Anilinium (ion) || C6H5NH3+ || [[Aniline]] || C6H5NH2 || 9,4
|-
| Pyrrolidinium (ion) || C4H9NH+ || Pyrrolidine || C4H9N || 11,4
|}

==Notes==
<references />

@@ Ligne 36 : / Ligne 36 : @@
 * Si [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] < [OH<sup>–</sup>], alors pH > 7, la solution est dite "basique" (ou "alcaline").
-== Liste de pKa d'acides et bases, inorganiques et organiques==
+== Liste de pK<sub>a</sub> d'acides et bases, inorganiques et organiques==
-Il est à noter que certains de ces acides/bases n'existent pas en solution aqueuse, tels l'acide fluoroantimonique et l'acide fluorosulfurique. On remarquera également que seules des substances ayant un pKa compris entre 0 et 14 donnent lieu à des équilibres en solution aqueuse, mais l'existence de pKa inférieurs à 0 et supérieurs à 14 est due à l'existence d'équilibres de ces composés dans des solvants organiques polaires tels que le [[méthanol]], ou encore le [[diméthylsulfoxyde]].
+Il est à noter que certains de ces acides/bases n'existent pas en solution aqueuse, tels l'acide fluoroantimonique et l'acide fluorosulfurique. On remarquera également que seules des substances ayant un pK<sub>a</sub> compris entre 0 et 14 donnent lieu à des équilibres en solution aqueuse, mais l'existence de pK<sub>a</sub> inférieurs à 0 et supérieurs à 14 est due à l'existence d'équilibres de ces composés dans des solvants organiques polaires tels que le [[méthanol]], ou encore le [[diméthylsulfoxyde]].
 {|align="center" border="1" class="sortable"

Constantes d'acidité - Historique des versions

WikiSysop : /* Liste de pKa d'acides et bases, inorganiques et organiques */

WikiSysop : /* Constante d'acidité */