L'acide chlorhydrique et l'acide éthanoïque sont tous deux des acides, comme leur nom l'indique. Les acides sont des molécules qui donnent des protons lorsqu'elles sont en solution en se dissociant en ions hydrogène positifs et en ions négatifs. Cependant, alors que l'acide chlorhydrique est un acide fort, l'acide éthanoïque est un acide faible.
Mais quels sont les acides faibles ? Grâce à nous, tu sauras tout sur les acides faibles à temps pour que tu puisses les reconnaître.
- Ce résumé de cours traite des acides faibles en chimie.
- Tout d'abord, nous allons définir les acides faibles.
- Nous examinerons ensuite le pH des acides faibles.
- Pour consolider notre apprentissage, nous comparerons les acides et les bases forts et faibles, avant d'examiner un tableau des acides et des bases faibles.
- Ensuite, nous explorerons les notions de \( K_a \) et pKa .
- Enfin, nous présenterons les étapes pour trouver le pH des acides faibles
Acide faible : Définition
Que sont les acides faibles ? Examinons quelques définitions pour y voir plus clair.
Acide fort ou faible
Pour comprendre les acides faibles, il faut d'abord définir ce qu'est un acide fort, afin que tu puisses comparer les deux avec précision.
Un acide fort est un acide qui se dissocie complètement en solution.
Tous les acides sont des donneurs de protons. Chaque molécule d'un acide fort donne un proton lorsqu'elle réagit. Nous pouvons représenter cela à l'aide de l'équation suivante. Note cette façon dont la réaction n'est pas réversible :
$$ HA_{(aq)} \rightarrow H^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} $$
D'un autre côté, les acides faibles se comportent un peu différemment.
Un acide faible est un acide qui ne se dissocie que partiellement en solution.
Les acides faibles forment un équilibre, dans lequel la majorité des molécules présentes sont des molécules d'acide et seule une infime partie donne ses protons et se dissocie en ions. Plus un acide est fort, plus l'équilibre se déplace vers la droite et plus la concentration d'ions hydrogène en solution est élevée.
$$ HA_{(aq)} \rightleftarrows H^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} $$
N'oublie pas que les acides en solution se dissocient et réagissent avec l'eau pour former l'ion hydronium, \( H_3O^+ \) .
Afin de simplifier l'équation, nous omettons l'eau et remplaçons l'ion hydronium par l'ion hydrogène. Voici la version originale de l'équation :
$$ HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftarrows H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} $$
En revanche, voici la version simplifiée :
$$ HA_{(aq)} \rightleftarrows H^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} $$
En fait, chaque fois que tu vois l'ion hydrogène dans les réactions acide-base, tu dois savoir qu'il représente en fait l'ion hydronium.
Ne confondons pas les termes "fort" et "concentré", qui ont des significations totalement différentes. La concentration est une mesure du nombre de molécules d'acide ou de base dissoutes en solution, tandis que la force est une mesure de la proportion de ces molécules qui se dissocient en ions. Tu peux concentrer des acides faibles, ainsi que diluer des acides forts !
Acide faible : pH
Les acides faibles ont des valeurs de pH plus élevées que les acides forts. Ceci est dû au fait que les acides faibles ne s'ionisent que partiellement en solution.
Rappelle-toi que le pH est une mesure de la concentration d'ions hydrogène en solution. En outre, un pH plus faible signifie que la concentration d'ions hydrogène est plus élevée.
Acides faibles : Exemple
Tu rencontreras des acides et des bases forts et faibles dans la vie de tous les jours. Par exemple, l'acide chlorhydrique concentré, un acide fort, est utilisé pour enlever les algues du fond des bateaux, tandis qu'une solution plus diluée est utilisée dans les nettoyants pour toilettes. L'acide chlorhydrique est également l'acide que l'on trouve dans notre estomac et qui aide à digérer nos aliments. L'acide citrique et l'acide éthanoïque sont les acides que l'on trouve respectivement dans les citrons et le vinaigre de malt; ils sont tous deux des acides faibles.
Voici un tableau pratique avec des exemples chimiques courants d'acides et de bases forts et faibles.
Fig.3- Tableau des acides et des bases forts et faibles.
pKa acide faible
Passons maintenant aux calculs impliquant des acides faibles. Nous allons commencer par nous concentrer sur le \( K_a \) .
Dans le produit ionique de l'eau, nous avons parlé de \( K_e \) .
\( K_e \) est une constante d'équilibre modifiée pour la dissociation de l'eau. Nous pouvons également obtenir \( K_a \) , une constante d'équilibre modifiée pour la dissociation des acides faibles.
L'équation générale de la constante d'équilibre de la réaction \( aA + bB \rightleftarrows cC + dD \) est présentée ci-dessous :
$$ K_c = \frac {[C]^c [D]^d }{[A]^a [B]^b } $$
Les crochets représentent la concentration, et la petite lettre représente le nombre de moles de chaque espèce dans l'équation chimique.
Par exemple, la réaction d'équilibre, \( H_{2(g)} + I_{2(g)} \rightleftarrows 2HI_{(g)} \) , a la constante d'équilibre suivante :
$$ K_c = \frac {[HI]^2}{[H_2] [I_2] } $$
Regardons cela du point de vue d'un acide faible. Il se dissocie en solution avec l'équation \( HA_{(aq)} \rightleftarrows H^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} \) .
Le réactif est l'acide et les produits sont les ions hydrogène et les ions négatifs.
Cela nous donne la constante d'équilibre suivante, appelée \( K_a \) :
$$K_a = \frac {[H^+_{(aq)}][A^-_{(aq)}] }{ [HA_{(aq)} ] } $$
Tu peux enlever les symboles d'état pour simplifier l'équation si tu veux. "Mais attends !"
Nous t'entendons crier. "De cette façon, l'équation d'un acide faible impliquant de l'eau et des ions hydronium !
Où sont-ils passés ? "
Si nous écrivons cette équation, nous obtenons \( HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftarrows H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} \) .
On obtient l'équation suivante pour la constante d'équilibre :
$$ K_c = \frac {[H_3O^+_{(aq)}][HA_{(aq)}]}{[HA_{(aq)}][H_2O_{(l)}]} $$
Cependant, la concentration d'eau est si importante qu'elle domine complètement toutes les autres valeurs de l'équation. Pour former \( K_a \) , nous l'omettons tout simplement.
Tu dois également te rappeler que nous utilisons l'ion hydrogène pour représenter l'ion hydronium dans les réactions acide-base. Cela nous donne l'équation familière du \( K_a \)
$$ K_a = \frac {[H^+_{(aq)}][A^-_{(aq)}]}{[HA_{(aq)}]} $$
Les unités de Ka
Pour trouver les unités de \( K_a \) , nous multiplions et annulons les unités de toutes les espèces impliquées dans l'équation. Les trois espèces, \( [H^+], [A^-] et [HA] \) , sont exprimées en \( mol. dm^{-3} \) . L'équation ressemble maintenant à ceci :
$$ \frac {mol . dm^{-3} \times mol . dm^{-3}}{mol . dm^{-3}} $$
L'une des \( mol .dm^{-3} \) du haut de la fraction s'annule avec celle du bas, ce qui ne laisse qu'une \( mol. dm{-3} \) :
$$ \frac {mol . dm^{-3} \times \cancel { mol . dm^{-3}}}{ \cancel {mol . dm^{-3}}} $$
Constante d'acidité
Tout comme pKe est le logarithme négatif de \( K_e \) , \( pKa \) est le logarithme négatif de \( Ka \).
Le pKa d'un couple acide/base est l'opposé du logarithme décimal de sa constante d'acidité \( Ka \) .
$$ PKa = -log (K_a) $$
$$K_a = 10^{-pKa} $$
Tu dois noter les relations suivantes entre \( K_a \) , pKa, la force de l'acide et le pH :
- Plus le \( K_a \) augmente, plus le pKa et le pH diminuent.
- Plus le \( K_a \) augmente, plus la force de l'acide augmente.
Détermination du Ka à partir du pH
Pour calculer le pH des acides faibles, tu utilises les relations entre \( K_a \) , \( pKa \) et la concentration de l'acide en solution. On te donnera des informations sur le \( PKa \) ou le \( K_a \) de l'acide. Il y a quelques étapes supplémentaires par rapport au calcul du pH d'un acide fort, mais ce n'est pas trop difficile.
Voyons ensemble un exemple.
L'acide éthanoïque, \( CH_3COOH \) , a un \( K_a = 1,74 \times 10^{-5} \) .
Calcule le pH d'une solution de \( 0,100 mol. dm^{-3} \) de cet acide faible. Tout d'abord, regardons l'équation de la dissociation de l'acide éthanoïque :
$$ CH_3COOH \rightleftarrows H^+_{(aq)} + CH_3COO^-_{(aq)} $$
Pour trouver le pH, nous devons connaître \( [H^+] \) , la concentration d'ions hydrogène en solution.
Que savons-nous du \( K_a \) ? Il s'agit d'une constante d'équilibre modifiée pour la dissociation d'un acide faible comme l'acide éthanoïque, qui implique \( [H^+] \) . Pour l'acide éthanoïque, elle ressemble à ceci :
$$ K_a = \frac {[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]} $$
Réfléchissons à ces valeurs. La concentration de l'acide éthanoïque était initialement de \( 0,100 mol. dm^{-3} \) .
À l'équilibre, elle sera un peu plus faible que cela car certaines des molécules se dissocieront en ions.
Cependant, l'acide éthanoïque est un acide faible et pratiquement aucune des molécules ne se dissocie - l'équilibre se situe loin sur la gauche.
Nous pouvons donc dire que la concentration d'acide éthanoïque à l'équilibre est toujours d'environ \( 0,100 mol. dm^{-3} \) . Introduisons cette valeur dans notre équation :
$$ K_a = [CH_3COO^-] = [H^+] $$
Regarde à nouveau l'équation. Lorsqu'une mole d'acide éthanoïque se dissocie, elle forme une mole d'ions hydrogène positifs, \( H^+ \) , et une mole d'ions acétate, \( CH_3COO^- \) . Cela signifie que le nombre d'ions hydrogène en solution est égal au nombre d'ions acétate en solution, et qu'ils ont donc les mêmes concentrations :
Nous pouvons remplacer \( [CH_3COO^-] \) par \( [H^+] \) dans notre équation pour \( K_a \) :
$$ K_a = \frac {[H^+]^2}{0,100} $$
La question nous donne \( K_a \) , nous pouvons donc le substituer. Nous avons maintenant une équation où la seule inconnue est \( [H^+] \) . Nous pouvons la résoudre normalement, comme indiqué :
$$ 1,74 \times 10^{-5} = \frac {[H^+]^2}{0,100} $$
$$ 1,74 \times 10^{-5} \times 0,100 = [H^+]^2 $$
$$ \sqrt {1,74 \times 10^{-5} \times 0,100} = [H^+] $$
$$ 1,319 \times 10^{-3} = [H^+] $$
Tu dois te souvenir de l'équation du pH. En substituant notre valeur pour \( [H^+] \) , nous obtenons notre réponse finale :
$$ pH = -log ([H^+]) = -log (1,319 \times 10^{-3} )$$
Étapes pour trouver le pH des acides faibles
Félicitations ! Tu as réussi à effectuer des calculs délicats. Tu devrais maintenant être capable de calculer les valeurs de pH de toutes sortes d'acides, de bases et de mélanges.
L'organigramme suivant résume les étapes pour trouver le pH des acides faibles.
N'oublie pas de consulter toutes les autres résumés de cours que nous avons mentionnées ici pour plus d'informations sur les différents calculs acide-base.
Acides faibles - Points clés
- Un acide faible est un acide qui ne se dissocie que partiellement en solution. Il forme un équilibre représenté par l'équation suivante : \( HA_{(aq)} \rightleftarrows H^+_{(aq)} + A^-_{(aq)} \)
- \( K_a \) est une constante d'équilibre modifiée pour la dissociation des acides faibles. Elle est représentée par l'équation : \( K_a = \frac {[H^+_{(aq)}] [A^-_{(aq)} ]}{[HA_{(aq)} [} \)
- \( K_a \) prend l'unité \( mol. dm^{-3} \) .
- Nous pouvons utiliser \( Ka \) pour trouver le pH de solutions contenant des acides faibles.
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Questions fréquemment posées en acide faible
Comment calculer le pH d'un acide faible ?
Pour calculer le pH d'un acide faible, il suffit d'utiliser les constantes d'équilibre Ka pour calculer les concentrations d'ions hydrogène en solution. Tu peux ensuite calculer le pH.
Comment calculer la concentration d'un acide faible ?
La concentration d'un acide faible peut être calculée en utilisant la relation suivante :
pH = 1/2(pKa - log C)
C représente la concentration en acide faible et non la concentration en H3O+.
Comment trouver le pKa d'un acide faible ?
Le pKa d'un couple acide/base est l'opposé du logarithme décimal de sa constante d'acidité Ka.
Le pKa permet de déterminer la force d'un acide.
Il est défini par la relation suivante : pKa = - Log (Ka).
Comment savoir si on a un acide fort ou faible ?
On peut savoir si on a un acide fort ou faible à partir de sa dissociation : S'il se dissocie totalement en solution, il s'agit d'un acide fort. S'il ne se dissocie que partiellement, il est considéré comme un acide faible.
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