L'hydroxyde de sodium et l'hydroxyde de potassium sont tous deux des bases fortes. Les bases sont des molécules qui acceptent des protons lorsqu'elles sont en solution en se dissociant en ions hydroxydes négatifs et en ions positifs. Cependant, alors que l'hydroxyde de sodium NaOH est une base forte, l'Ion hypochlorite est une base…
Explore notre appli et découvre plus de 50 millions de contenus d'apprentissage gratuitement.
Lerne mit deinen Freunden und bleibe auf dem richtigen Kurs mit deinen persönlichen Lernstatistiken
Jetzt kostenlos anmeldenL'hydroxyde de sodium et l'hydroxyde de potassium sont tous deux des bases fortes. Les bases sont des molécules qui acceptent des protons lorsqu'elles sont en solution en se dissociant en ions hydroxydes négatifs et en ions positifs. Cependant, alors que l'hydroxyde de sodium NaOH est une base forte, l'Ion hypochlorite est une base faible.
Alors, sautons directement dans le monde de la base faible !
Que sont les bases faibles ? Examinons quelques définitions pour y voir plus clair.
Une base faible est une base qui ne se dissocie que partiellement en solution.
Comme pour les acides faibles, les bases faibles forment un équilibre dans lequel la réaction en sens inverse est fortement favorisée, et seule une petite proportion des molécules s'ionise. Cela signifie que toutes les molécules de la base faible n'acceptent pas un proton. Nous représentons la dissociation de l'ammoniac par l'équation suivante :
$$ NH_{3(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftarrows NH_{4(aq)}^+ + OH^-_{(aq)} $$
Les équations générales pour la dissociation d'une base forte et d'une base faible sont présentées ci-dessous, en commençant par la dissociation d'une base forte :
$$ B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
$$ B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftarrows BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
Ne confonds 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.
On peut également trouver des bases fortes et des bases faibles. Rappelle-toi qu'une base est un accepteur de protons.
Une base forte est une base qui se dissocie complètement en solution.
Un exemple de base forte est l'hydroxyde de sodium, \(NaOH \). Chaque Molécule de \(NaOH \) accepte un proton de l'eau et se dissocie en solution pour former des ions sodium et des ions hydroxyde :
$$ NaOH_{(aq)} + H_2O \rightarrow Na^+ +H^+_{(aq)} + 2OH^-_{(aq)} $$
Nous disposons aussi d'une manière simplifiée de représenter cette réaction. Une fois encore, nous omettons la Molécule d'eau :
$$ NaOH_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
Contrairement à l'hydroxyde de sodium, l'ammoniac n'est qu'une base faible.
Les acides faibles ont des valeurs de pH plus élevées que les acides forts. De même, les bases faibles ont des valeurs de pH plus faibles que les bases fortes. Ceci est dû au fait que les acides et les bases 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.
Prenons maintenant le temps de comparer les acides et les bases forts et faibles. Ce tableau devrait récapituler les différences que nous avons déjà mentionnées, et te présenter leurs réactions avec les Métaux et leurs conductivités.
| Acide fort | Acide faible | Base forte | Base faible | |
| Comportement en solution | Ionise complètement | Ionise partiellement | Ionise complètement | Ionise partiellement |
Équation | $$ HA \rightarrow H^+ + A^- $$ | $$ HA \rightleftarrows H^+ + A^- $$ | $$ B + H_2O \rightarrow BH^+ + OH^- $$ | $$ B + H_2O \rightleftarrows BH^+ + OH^- $$ |
| pH (gamme de couleurs) | 1-3 (rouge-orange) | 4-6 (orange-jaune) | 10-13 (bleu-violet) | 8-10 (aqua-blue) |
| Réaction avec un métal réactif | Réaction vigoureuse | Réaction lente | Réaction vigoureuse | Réaction lente |
| Conductivité | Très bonne | Bonne-pauvreté | Très bonne | Bonne-pauvreté |
| Exemple | \( HCl \) | \( CH_3COOH \) | \( NaOH \) | \( NH_3 \) |
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, les acides que l'on trouve respectivement dans les citrons et le vinaigre de malt, sont tous deux des acides faibles.
Le bicarbonate de sodium basique est en outre connu sous le nom de bicarbonate de soude, un agent levant utile en boulangerie, tandis que l'hydroxyde de calcium basique est utilisé pour aider à neutraliser les sols acides.
Voici un tableau pratique avec des exemples chimiques courants d'acides et de bases forts et faibles.
Fig.2- Tableau des acides et des bases forts et faibles.
Nous savons ce qu'est une base faible : une base qui ne se dissocie que partiellement en solution. Elle forme une réaction d'équilibre. Tout comme pour les acides, nous pouvons trouver une constante d'équilibre, cette fois-ci appelée \(K_b \). L'équation pour \(K_b \) est donnée ci-dessous en utilisant \(B \) pour représenter la base :
$$ K_b = \frac {[BH^+] [OH^-]}{[B]} $$
Comme \( K_a \) , \( K_b \) est exprimé en \( (mol . dm^{-3}) \) .
Tu peux deviner de quelle façon nous calculons le \(pK_b \). Il s'agit simplement du log négatif de \( K_b \) :
$$ pK_b = - log (K_b) $$
$$ K_b = 10^{-pK_b} $$
Il existe une relation particulière entre \(pK_e , pK_a \space et \space pK_b \). Elle est très similaire à la relation que nous avons vue entre \(pK_e, pH et pOH \) dans Le produit ionique de l'eau :
$$ pK_e = pK_a + pK_b $$
La détermination du pH d'une base faible est similaire à la détermination du pH d'un acide faible. Cependant, il existe quelques différences. Examinons ensemble un exemple.
Une solution de \(NH_3 \) de \(0,15 mol. dm^{-3} \) a un \(K_b = 1,77 \times 10^{-5} \space mol.dm^{-3} \).
Quel est son pH à \(25℃ \) ?
Tout d'abord, prenons notre équation pour la dissociation de l'ammoniac et notre équation pour \( K_b \) :
$$ NH_{3(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow NH_{4(aq)}^+ + OH^-_{(aq)} $$
$$ K_b = \frac {[NH_4^+] [OH^-] }{[NH_3]} $$
Nous savons grâce à la première équation que les quantités d'ions ammonium, \(NH_4^+ \), et d'ions hydroxyde, \(OH^- \), sont égales. Ils ont donc des concentrations égales. Cela simplifie l'équation pour \(K_b \) :
$$ K_b = \frac {[OH^-]^2}{[NH_3]} $$
Nous connaissons la valeur de \(K_b \) et nous connaissons la concentration d'ammoniac, \(NH_3 \).
Notre solution initiale avait une concentration de \(0,15 \space mol.dm^{-3} \). Bien que la solution d'équilibre ait une concentration légèrement inférieure, la proportion de molécules qui se sont dissociées en ions est si faible que nous pouvons largement l'ignorer.
Par conséquent, la concentration de molécules de \( NH_3 \) à l'équilibre est toujours approximativement égale à \(0,15 \space mol.dm^{-3} \). Nous pouvons substituer ces valeurs dans l'équation et réarranger pour trouver \([OH^-] \) :
$$ 1,77 \times 10^{-5} = \frac {[OH^-]^2}{0,15} $$
$$ \sqrt {1,77 \times 10^{-5} \times 0,15 } = [OH^-] = 1,63 \times 10^{-3} \space mol.dm^{-3} $$
Nous pouvons ensuite utiliser les relations entre \([OH^-] \), \(pOH, pKe \space et \ pH \) pour calculer le pH, comme nous l'avons fait pour trouver le pH d'une base forte.
Si tu n'es pas trop sûr de toi, consulte la rubrique Acide Et Base De Brönsted pour une explication détaillée.
Félicitations ! Tu as réussi à effectuer des calculs délicats. Tu devras maintenant être en mesure de déterminer les valeurs de pH de toutes sortes d'acides, de bases et de mélanges.
L'organigramme suivant résume les étapes à suivre pour trouver le pH des acides et des bases faibles. N'oublie pas de consulter tous les autres articles que nous avons mentionnés ici pour plus d'informations sur les différents calculs acide-base.
$$ B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftarrows BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
On peut savoir si une base est faible à partir de sa dissociation : Si la dissociation est totale, il s'agit d'une base forte. Si la dissociation est partielle, elle est considérée comme une base faible.
Le pH d'une base faible est :
pH = 7 + 1/2 pKa + 1/2log C
Les bases faibles sont des bases qui ne se dissocient que partiellement en solution.
Ils forment un équilibre dans lequel la réaction en sens inverse est fortement favorisée, et seule une petite proportion des molécules s'ionise. Cela signifie que toutes les molécules de la base faible n'acceptent pas un proton
Pour calculer le pH d'une base faible, il faut :
TON SCORE
Ton score:
Tu as déjà un compte ? Connecte-toi
S'INSCRIRE S'INSCRIREFiches dans base faible14
Commence à apprendreQu'est-ce qu'une base faible ?
Une base qui ne se dissocie que partiellement en solution.
Donne l'équation de la dissociation d'une base faible.
B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + OH-(aq)
La constante d'équilibre Kc pour la dissociation d'une base faible comprend la concentration d'eau, [H2O]. Pourquoi Kb n'inclut-elle pas [H2O] ?
La concentration d'eau est si importante qu'elle domine toutes les autres valeurs.
Compare qualitativement les valeurs de pH des bases fortes et faibles.
Les bases fortes ont des valeurs de pH plus élevées que les bases faibles.
Quelle est l'unité de Kb ?
mol.dm-3
La base faible ne se dissocie que partiellement en solution.
Vrai ou Faux
Vrai
Tu as déjà un compte ? Connecte-toi
60%
des utilisateurs ne réussissent pas le test de base faible ! Réussirez-vous le test ?
lancer le quizHow would you like to learn this content?
How would you like to learn this content?
Free physique-chimie cheat sheet!
Everything you need to know on . A perfect summary so you can easily remember everything.
La première appli d'apprentissage qui a réunit vraiment tout ce dont tu as besoin pour réussir tes examens.
Inscris-toi gratuitement et commence à réviser !
Sauvegarde des cours dans ton espace personnalisé pour y accéder à tout moment, n'importe où !
S'inscrire avec un e-mail S'inscrire avec AppleEn t'inscrivant, tu acceptes les Conditions générales et la Politique de confidentialité de StudySmarter.
As-tu déjà un compte ? Se connecter
Cours 
Magazine 
