Constante de dissociation acide

Le pH d'une solution

Tu as peut-être déjà rencontré le terme pH lors de tes études de chimie. Le pH est une mesure de la force acide d'une solution. Pour mieux comprendre, on peut le considérer comme une quantité échelonnée de la concentration d'ions ^H+ dans une solution.

$pH=-{\log }_{10}\left(\left[H^{+}\right]\right)$ $=-{\log }_{10}\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]$

Le pH d'une solution peut varier de 0 à 14. Les solutions dont le pH est inférieur à 7 sont acides, tandis que celles dont le pH est supérieur à 7 sont basiques. Le goût aigre caractéristique du citron est dû à la présence d'acide citrique, ce qui lui confère un pH de ≈ 2. Le café noir que tu bois le matin a un pH de ≈ 5. La salive a un pH de ≈ 6,6. Du côté basique, le bicarbonate de soude que tu as dans la cuisine a un pH de 9,5. Les déboucheurs liquides ont un pH de ≈ 14 (très fort, c'est pourquoi on les utilise avec précaution ; ils peuvent blesser la peau).

Constante de dissociation de l'acide HCl

L'acide chlorhydrique (HCl) est un exemple courant d'acide fort. Pour le HCl, la réaction d'ionisation s'écrirait comme suit :

$\mathrm{HCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{Cl}}^{-}$

La constante d'équilibre pour la réaction ci-dessus serait calculée comme suit :

$K_a=\frac{\left[H_3{O}^{+}\right]\left[C{l}^{-}\right]}{\left[HCl\right]\left[H_{2}O\right]}$

Les ions ^H+ sont transférés à_H2Oet forment des ions hydronium (^H3O+). En effet, les ions ^H+ libres n'existent pas dans une solution aqueuse. Pour simplifier, nous pouvons remplacer [^H3O+] par [^H+]. De plus, [_H2O] est égal à 1 puisque la concentration de l'eau est de 1. L'équation de_Ka devient donc :

$K_a=\frac{\left[H^{+}\right]\left[C{l}^{-}\right]}{\left[HCl\right]}$

Le HCl est un acide fort. Cela signifie qu'il se dissocie complètement en ions ^H+ et ^Cl- en solution. Par exemple, si l'on ajoute 1 mole de HCl à 1 L d'eau, il en résultera 1 mole d'ions ^H+ et 1 mole d'ions ^Cl-.

Ceci peut être représenté à l'aide d'un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre), dans lequel nous pouvons écrire les concentrations des réactifs et des produits de la réaction au stade initial(Initial), le changement de leur concentration du stade initial jusqu'à l'équilibre(Changement), et leurs concentrations finales à l'équilibre(Équilibre).

Dans le tableau de la CIE pour la réaction d'ionisation de HCl, nous avons écrit les concentrations des réactifs et des produits à l'étape initiale, et à l'étape finale. Nous pouvons maintenant substituer ces valeurs dans la formule de_Ka pour HCl.

$K_a=\frac{1·1}{(verysmallnumber)}$

Il y a un très petit nombre dans le dénominateur, car il y a toujours une très petite quantité d'acide non dissocié à l'équilibre. Par conséquent, la valeur de_Ka pour les acides forts est très grande. La valeur de_Ka pour le HCl est très élevée, puisqu'elle est de 1,3 x¹⁰⁶.

Dans cette sous-section, nous avons appris que les acides forts sont appelés ainsi parce qu'ils se dissocient complètement en ions ^H+ et en bases conjuguées correspondantes.

Mais qu'en est-il des acides qui ne peuvent pas se dissocier complètement dans une solution ? Ces acides sont appelés acides faibles.

Détermination de la constante de dissociation d'un acide faible

Considérons un acide HB. L'équation de la réaction d'ionisation s'écrira comme suit :

$HB\rightleftharpoons H^{\mathit{+}}+B^{\mathit{-}}$

Considérons HB comme un acide faible. Les acides faibles ne se dissocient pas complètement, c'est-à-dire que si l'on ajoute 1 mole de HB à de l'eau, à l'équilibre, la solution contiendra moins d'une mole de ^H+ et de ^B-, et contiendra également une certaine concentration de HB non dissocié à l'équilibre (contrairement au cas de l'acide fort, qui ne contenait que ^H+ et la base conjuguée à l'équilibre). En raison de la dissociation/ionisation incomplète de l'acide faible, la solution n'est pas aussi acide qu'elle le serait si une quantité égale d'un acide fort était ajoutée à la solution.

Prenons l'exemple de l'acide acétique (_CH3COOH), un acide faible. Considérons l'ajout d'une mole d'acide acétique à 1 L d'eau. La concentration d'acide acétique serait de 1 mol/L ou 1M. L'équation de la réaction peut s'écrire comme suit :

$C{H}_{3}COOH+H_{2}O\mathit{}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+C{H}_{3}CO{O}^{\mathit{-}}$

À l'équilibre, le_Ka de cette équation peut être écrit comme suit :

$K_a=\frac{\left[H^{+}\right]\left[C{H}_{3}CO{O}^{-}\right]}{\left[C{H}_{3}COOH\right]}$

Tout comme nous avons dessiné un tableau ICE pour l'ionisation du HCl, nous pouvons dessiner le tableau ICE pour l'ionisation de l'acide acétique. Cela nous aidera à mieux comprendre les concentrations des réactifs et des produits aux différentes étapes de la réaction.

Les acides faibles ne se dissocient pas complètement, c'est pourquoi le changement de concentration de CH3COOH est -x. Nous utilisons la variable x parce que nous ne savons pas dans quelle mesure l'acide va se dissocier, et donc combien d'ions ^H+ ou d'ions ^CH3COO-il y aura dans la solution.

Tu sais que l'acide acétique est un acide faible. Tu as également compris que les acides faibles ne s'ionisent pas complètement dans une solution. Par conséquent, dans l'équation de_{Ka de l'}acide acétique, la concentration des ions ^H+ et de la base conjuguée est inférieure à 1M, alors que la concentration des réactifs est une valeur importante, car nous savons qu'il reste de l'acide non dissocié à l'équilibre (contrairement au cas des acides forts). Ainsi, pour les acides faibles, le numérateur lors du calcul de_Ka est petit, tandis que le dénominateur est grand. Cela implique que la valeur de_Ka pour les acides faibles est petite._Ka pour l'acide acétique est de 1,8 × ^10-5 .

Voici des exemples d'autres acides faibles :

• Acide méthanoïque - HCOOH (_Ka = 1,78 × ^10-4)
• Acide benzoïque - C6H5COOH( _Ka = 6,3 × ^10-5)
• Acide hypochloreux - HClO (_Ka = 2,9 × ^10-8)
• Acide cyanhydrique - HCN (_Ka = 6,2 × ^10-10)