Les acides sont généralement corrosifs. Dans les solutions aqueuses, les acides faibles existent dans un équilibre d'ionisation décrit comme suit :
[HA], [H+] et [A-] représentent respectivement les concentrations molaires de HA, H+ et A-, tandis que *K* est la constante d'équilibre d'ionisation pour l'acide faible HA. Par exemple, à 298 K, la constante d'ionisation de l'acide acétique est de 1,8 × 10⁻⁵ et celle de l'acide fluorhydrique est de 7,2 × 10⁻⁴. La constante d'équilibre d'ionisation ne varie que légèrement avec les changements de concentration de l'électrolyte faible et de température.
À une température donnée, le degré d'ionisation d'un acide faible augmente à mesure que la solution se dilue ; par exemple, les degrés d'ionisation de l'acide acétique à des concentrations de 0,10 M, 1,0 × 10⁻³ M et 1,0 × 10⁻⁴ M sont respectivement de 1,34 %, 13,4 % et 42 %, atteignant une ionisation complète dans des conditions de dilution infinie.
L'ionisation des acides faibles polyprotiques se déroule par étapes. Par exemple, l’acide phosphorique s’ionise en trois étapes, chacune associée à une constante d’équilibre d’ionisation correspondante :
L'eau constitue un excellent solvant pour les composés inorganiques ; les ions sont fortement attirés par les molécules d’eau et sont ainsi stabilisés. L'ion H+ dans un acide est essentiellement un proton « nu »-possédant un diamètre de seulement 10⁻³ picomètres-qui se lie fortement aux molécules d'eau pour former l'ion hydronium, H₃O+. Par exemple, l'acide perchlorique hydraté cristallin (HClO₄·H₂O) est, en réalité, composé de H₃O+ et des ions ClO₄⁻ ; en solution aqueuse, l'ion H₃O+ s'associe en outre à trois molécules d'eau supplémentaires. Classiquement, le symbole H+ est utilisé pour représenter l'ion hydrogène dans les solutions aqueuses. Propriétés générales des acides :
(1) Réactions avec des indicateurs acide-base :
La solution de tournesol violet devient rouge en présence d'un acide ; Une solution incolore de phénolphtaléine reste incolore en présence d'un acide.
(2) Réactions de déplacement avec des métaux actifs (métaux plus réactifs que l'hydrogène dans la série d'activités métalliques) :
Acide + Métal → Sel + Hydrogène Gazeux
Exemple : 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂↑
(3) Réactions avec les oxydes basiques :
Acide + Oxyde Basique → Sel + Eau
3H₂SO₄ + Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
(4) Réactions avec certains sels :
Acide + Sel → Nouvel acide + Nouveau sel
H₂SO₄ + BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓
(5) Réactions de neutralisation avec des bases :
Acide + Base → Sel + Eau
2HCl + Ba(OH)₂ → BaCl₂ + 2H₂O
Dans des réactions telles que celles décrites en (3), (4) et (5) ci-dessus, deux composés échangent leurs éléments constitutifs pour former deux nouveaux composés ; ce type de réaction est connu sous le nom de réaction de double déplacement.
Les réactions de double déplacement sont soumises à des exigences particulières : les réactifs doivent être solubles dans l'eau (s'il s'agit d'un acide, il suffit que seul l'acide soit soluble dans l'eau), et les produits formés doivent contenir soit un gaz, soit un précipité, soit de l'eau (la présence de l'un d'eux suffit).
Remarque : Si de l'acide carbonique (H₂CO₃) se forme, il doit s'écrire H₂O + CO₂↑.
Par exemple : Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ (Ici, un gaz est produit-et de l'eau est également produite).
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (Ici, BaSO₄ est un précipité insoluble dans l'eau).
Le NaCl peut réagir avec l'acide sulfurique car le HCl produit s'échappe sous forme de gaz, entraînant ainsi la réaction continuellement vers l'avant ; cette réaction peut être utilisée en laboratoire pour préparer du gaz HCl.
