acide faible

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.

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.

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.

Fig.1- Acides forts et faibles concentrés et dilués.

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.

Fig.2- Le pH des acides et des bases.

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.

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 \( K_a \) :

$$K_a = \frac {[H^+_{(aq)}][A^-_{(aq)}] }{ [HA_{(aq)} ] } $$

Les unités de K_a

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 \( Ka \).

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 K_a 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.

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.

Fig.4- Calcul du pH des acides et des bases faibles.