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Sauter à un chapitre clé
Alors, sautons directement dans le monde de la base faible !
- Ce résumé de cours traite des bases faibles en chimie.
- Tout d'abord, nous allons définir les bases faibles.
- Nous examinerons ensuite le pH des bases faibles.
- Pour consolider notre apprentissage, nous comparerons les acides et les bases forts et faibles, avant d'examiner un tableau des bases faibles.
- Ensuite, nous explorerons les notions de \(K_b \).
- Enfin, nous calculerons le pH des bases faibles.
Que sont les bases faibles ? Examinons quelques définitions pour y voir plus clair.
C'est quoi une base faible ?
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.
Base forte
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.
Exemple de base forte : NaOH
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.
Base faible : pH
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.
Acides et bases faibles
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 | \( HCl \) | \( CH_3COOH \) | \( NaOH \) | \( NH_3 \) |
Exemple de base faible
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.
Base faible : \(K_b \)
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 :
$$ K_b = \frac {[BH^+] [OH^-]}{[B]} $$
Unités de \( K_b \)
Comme \( K_a \) , \( K_b \) est exprimé en \( (mol . dm^{-3}) \) .
\( K_b \) et \( pK_b \)
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 :
$$ pK_e = pK_a + pK_b $$
Base faible : Calcul pH
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.
Étapes pour trouver le pH des acides et des bases faibles
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.
Base faible - Points clés
- Une base faible est une base qui ne se dissocie que partiellement en solution.
- Une base forte est une base qui se dissocie complètement en solution.
- L'équation générale pour la dissociation d'une base faible est présentée ci-dessous :
$$ B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftarrows BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} $$
- \(K_b \) est une constante d'équilibre modifiée pour la dissociation des bases faibles. Elle est représentée par l'équation \(K_b = \frac {[BH]^+[OH^-]}{[B]} \).
- \(K_b \) prends l'unité \(mol .dm^{-3} \).
- Nous pouvons utiliser \(K_b \) pour trouver le pH de solutions contenant des bases faibles.
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Questions fréquemment posées en base faible
Comment savoir si une base est faible ?
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.
Quel est le pH d'une base faible ?
Le pH d'une base faible est :
pH = 7 + 1/2 pKa + 1/2log C
Quelles sont les bases faibles ?
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
Comment calculer le pH d'une base faible ?
Pour calculer le pH d'une base faible, il faut :
- Calculer [OH-] en utilisant Kb.
- Calculer pOH et pKe.
- Calculer pH.
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