Mise en évidence de la "force" d'un acide

On revient sur l'expérience présentée au début du chapitre, dans laquelle on mesure expérimentalement le pH de deux solutions acides de même concentration (\(C=\mathrm{1,0\times10^{-2}mol\cdot L^{-1}}\)) : une solution d'acide chlorhydrique, notée `"S"_1`, et une solution d'acide éthanoïque, notée `"S"_2`.

Les résultats obtenus sont les suivants :

• `"pH" = 2,0` pour la solution d'acide chlorhydrique ;
  
• `"pH" =3,3` pour la solution d'acide éthanoïque.
  

Exploitation de ces résultats

Le `"pH"` permet de déterminer, pour chacune des solutions, la concentration en ions oxonium grâce à la relation \(\mathrm{[H_3O^+]=c^o\times10^{-pH}}\) :

• \(\mathrm{[H_3O^+]_{S_1}=1,0\times10^{-2}mol\cdot L^{-1}}\)
  
• \(\mathrm{[H_3O^+]_{S_2}=0,050\times10^{-2}mol\cdot L^{-1}}\).

On rappelle que les ions oxonium proviennent de la réaction acide-base qui se produit entre l'espèce acide et l'eau. Par exemple, pour la solution d'acide éthanoïque :  \(\mathrm{CH_3CO_2H(aq)+H_2O(\ell)\rightleftarrows CH_3CO_2^-(aq)+H_3O^+(aq)}\).

Une première analyse des résultats montre que, comme la quantité d'ions oxonium présente n'est pas la même dans les deux solutions, le taux d'avancement final est différent pour les transformations mises en jeu : l'acide chlorhydrique a réagi davantage avec l'eau qu'avec l'acide éthanoïque.

Dans ce chapitre, on étudie un modèle permettant de décrire cette différence de comportement à l'aide de la notion de "force" d'un acide.