L'équilibredes acides faibles et des bases se réfère à l'équilibre des réactions des acides faibles et des bases en raison de leur ionisation partielle dans une solution.
- Cet article est consacré aux équilibres des acides et des bases faibles.
- Tout d'abord, nous allons discuter de façon générale de l'ionisation des acides et des bases faibles
- Ensuite, nous examinerons les équations d'équilibre des acides faibles et des bases faibles.
- Ensuite, nous étudierons et travaillerons sur quelques problèmes d'équilibre acide-base.
- Enfin, nous explorerons quelques exemples courants d'acides et de bases faibles .
Si tu n'as pas encore une idée générale de ce que sont les acides et les bases, consulte la rubrique Acides et bases pour acquérir les connaissances de base !
Ionisation des acides et des bases faibles
Avant d'entrer dans les détails de l'équilibre acide-base faible, examinons ce qui fait qu'un acide ou une base est faible et l'équilibre dans les réactions acide-base faible.
Lesacides faibles sont des acides qui ne s'ionisent que partiellement dans une solution aqueuse.
Lesbases faibles sont des bases qui ne s'ionisent que partiellement dans une solution aqueuse.
Cela diffère des acides et des bases forts, qui s'ionisent complètement dans les solutions aqueuses !
Une métaphore pertinente pour visualiser cette ionisation complète ou partielle peut être trouvée dans le contexte des amitiés !
- Si tu as une forte amitié avec quelqu'un, tu peux lui accorder la plus grande partie de ta confiance et accepter de nombreux cadeaux de sa part. Mais si tu as une relation plus faible avec quelqu'un, il se peut que tu refuses la plupart de ta confiance et que tu mettes du temps à accepter des cadeaux.
- De la même façon, un acide fort donne tous ses protons H+, et une base forte accepte facilement tous les protons H+. Alors qu'un acide faible ne donne que certains de ses protons H+, et qu'une base faible n'accepte que certains protons H+.
Bien que les acides faibles et les bases faibles ne soient pas liés par une amitié, ils entretiennent des "relations" chimiques en donnant partiellement des protons H+ ou en acceptant des protons H+, respectivement !
Comment se forment les équilibres acide-base faibles ?
Comme les acides et les bases faibles ne s'ionisent pas complètement lorsqu'ils réagissent avec l'eau, la solution qui en résulte est un mélange d'ions. Prenons un exemple de base faible pour conceptualiser cela. Lorsque l'ammoniac réagit avec l'eau, nous obtenons l'équation chimique suivante :
$$NH_{3\ (aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons NH_{4\ (aq)}^{+}+OH_{(aq)}$$.
Dans la solution aqueuse, nous aurons :
- La base : NH3.
- L'ion hydroxyde : OH-.
- L'acide conjugué : NH4+.
Comme la réaction ne s'achève pas à 100 %, il nous reste les ions et les espèces de base unies, qui créent un équilibre dynamique ! Cela signifie que les molécules d'ammoniac acceptent les ions hydrogène des molécules d'eau et forment des ions hydroxyde et des ions ammonium au même rythme que les ions hydroxyde donnent des ions hydrogène aux ions ammonium pour reformer les molécules d'ammoniac et les molécules d'eau !
Essaie de répéter cette phrase cinq fois rapidement... c'est un vrai virelangue ! Si tu as du mal à comprendre ce qu'est l'équilibre, consulte Équilibre dynamique et Réactions réversibles pour te rafraîchir la mémoire !
Si les acides et les bases faibles ne sont pas ionisants à 100 %, comment savoir à quel pourcentage ils le sont ? C'est là que les équations et les constantes d' équilibre entrent en jeu ! Nous allons passer du temps sur les acides et les bases séparément, car ce sont des concepts essentiels à comprendre !
Équation d'équilibre de l'acide faible
Examinons l'équation et la constante d'équilibre de l'acide faible en général ! Dans une réaction acide faible, les molécules d'acide aqueux, HA (aq), réagissent avec l'eau liquide en donnant des ions H+ à l'eau. Cette réaction forme des ions hydronium aqueux et des anions aqueux, A-(aq).
L'équation générique suivante peut représenter la réaction acide faible :
$$HA_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons H_{3}O^{+}_{(aq)}+A^{-}_{(aq)}$$
Où :
- HA = espèce acide.
- A- = base conjuguée de l'acide.
À partir de cette équation générique, nous pouvons construire l'expression de la constante d'équilibre, appelée constante d'ionisation de l'acide,Ka.
La constante d'ionisation de l'acide,Ka, représente la force relative d'un acide. La force d'un acide est déterminée par la mesure dans laquelle il se dissocie dans une solution aqueuse.
$$$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}$
Cette expression de la constante d'ionisation de l'acide nous révèle deux choses complémentaires sur la relation entreKa et la force d'un acide.
- plus les molécules d'acide HA se dissocient → plus la valeur Ka est élevée → plus l'acide est fort → plus le pH est faible.
- moins les molécules d'acide HA se dissocient → plus la valeur Ka est faible → plus l'acide est faible → plus le pH est élevé.
Remarque, dans notre cas, "ionisation" et "dissociation" sont souvent utilisés de manière interchangeable. Mais pour être précis :
- L'ionisation est le processus spécifique impliquant la formation d'ions
- La dissociation est un terme plus général impliquant la séparation d'une substance en molécules, ions ou atomes plus petits.
Voyons si tu as bien compris ces équations jusqu'à présent !
Écris l'équation et l'expression de l'équilibre pour la réaction de l'acide nitreux (HNO2).
La réponse est donnée ci-dessous, mais essaie de le faire par toi-même avant de t'y référer !
Bien, nous savons que l'équation générique est : HA (aq) +H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + A-(aq) .
Donc, en branchant l'acide nitreux dessus, on devrait obtenir : HNO2(aq) +H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + NO2-(aq).
Remarque : nous utiliserons les deux symboles suivants pour représenter les ions hydronium : H+ et H3O+.
Une fois que nous avons l'équation correcte, nous pouvons la brancher sur l'expression del'équilibre Ka .
$$K_{a}=\frac{[H^{+}][NO_{2}^{-}]}{[HNO_{2}]}$$
Équation d'équilibre de la base faible
Examinons maintenant l'équation d'équilibre de la base faible et la constante d'ionisation. Dans une réaction de base faible, les molécules aqueuses basiques, B (aq), réagissent avec l'eau liquide en acceptant les ions H+ de l'eau. Cela forme des ions hydroxyde aqueux, OH-, et un acide conjugué, BH+(aq).
L'équation générique suivante peut représenter cette réaction de base faible :
$$B_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons BH^{+}_{(aq)}+OH^{-}_{(aq)}$$
Où :
- B = espèce basique.
- BH+ = acide conjugué de la base.
La constante d'équilibre des bases faibles est connue sous le nom de constante de dissociation des bases,Kb .
Laconstante de dissociation des bases,Kb, fait référence à la force relative des bases, définie comme la mesure dans laquelle la base se dissocie dans une solution aqueuse.
LaKb d'une base faible est exprimée par l'équation suivante :
$$K_{b}=\frac{[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}$$
De façon similaire àKa, cela nous montre que plus la base s'ionise (BH+) → plusKb est élevé → plus la base est forte !
Les constantes d'équilibreKa etKb te seront fournies dans les problèmes. Tu dois savoir quand les utiliser, comment écrire l'expression de la constante d'équilibre à partir d'une équation chimique et ce que les constantes d'équilibre te disent !
Problèmes d'équilibre acide-base
Alors, comment toutes ces informations surKa,Kb et les réactions d'équilibre peuvent-elles nous aider ? On te demandera généralement de faire l'une des trois choses suivantes :
Calculer le pH (ou pOH) étant donné une concentration initiale d'un acide (ou d'une base) etKa (ouKb).
CalculerKa (ouKb) en fonction de la concentration initiale d'un acide (ou d'une base) et du pH (ou pOH).
Calcule la concentration des ions H+ (ou OH-) en fonction de la concentration initiale de l'acide (ou de la base) et deKa (ouKb).
Examine cet exemple de problème d'acide faible !
Quels sont la concentration en ions hydronium et le pH d'une solution 0,010 M d'acide acétique, CH3COOH?
LeKa de l'acide acétique est de 1,8 x 10-5. En d'autres termes, calcule le pH ( logarithme base 10 de la concentration en ions hydronium) étant donné la concentration initiale d'un acide etKa.
Identifions d'abord ce qu'on nous a donné et ce que nous essayons de trouver.
On nous a donné:
- Ka de l'acide acétique: 1,8 x 10-5
- Laconcentration initiale de l'acide acétique est de 0,010 M
Nous voulons trouver:
- Laconcentration de H3O+ à l'équilibre
- pH de l'acide acétique
1. La première étape consiste à écrire l'équation chimique équilibrée.
Dans ce cas, nous savons que l'acide faible est l'acide acétique, CH3COOH, qui réagit avec l'eau pour produire la base conjuguée, CH3COO-, et les ions hydronium. Alors :
$$CH_{3}COOH_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons CH3COO^{-}_{(aq)}+H_{3}O^{+}$$
2. Ensuite, nous écrivons l'expression de laconstante Ka ,
$$1.8\cdot 10^{-5}=\frac{[H_{3}O^{+}][CH_{3COO^{-}}]}{[CH_{3}COOH]}$$
3. Nous créons ensuite un tableau ICE ! (Remarque que nous abandonnons la dimension de la molarité, M, et que nous ne travaillons qu'avec les valeurs numériques de notre tableau ICE) :
| Réaction | CH3COOH(HA) | CH3COO- (A-) | H3O+ (A-) |
| Concentration initiale (I) | 0.010 | 0* | 0* |
| Changement de concentration (C) | -x | +x | +x |
| Équilibre (E) | 0.010 - x | x | x |
Passons un peu de temps à décortiquer la façon d'utiliser et de remplir ce tableau de la CIE. Nous pouvons l'utiliser pour déterminer la concentration de H3O+.
- Pour la réaction initiale (I) : Nous savons que la concentration initiale d'acide acétique est de 0,010 M, et nous supposons que les concentrations initiales de CH3COO- et de H3O+ sont nulles.
- Pour le changement de concentration, (C): nous dirons que x est la quantité d'acide qui se dissocie. Puisque l'acide acétique se dissocie (sa concentration diminue), nous utiliserons -x pour représenter ce changement. Comme le rapport molaire entre CH3COO- et H3O+ est de 1:1, nous pouvons dire [CH3COO-] = [H3O+], et comme la concentration de ces espèces augmente, nous utilisons le symbole +x pour représenter le changement dans les deux cas.
- À l'équilibre (E), nous additionnons les deux lignes "Concentration initiale (I)" et "Changement de concentration (C)" pour obtenir la ligne "Équilibre (E)". Ensuite, nous plaçons ces valeurs dans notre expression d'équilibre.
4) Ensuite, nous plaçons nos valeurs de concentration à l'équilibre dans notre expression de la constante d'équilibre et nous résolvons pour x ! Cela nous donnera la concentration de H3O+.
$$1.8\cdot 10^{-5}=\frac{[x][x]}{[0.010-x]}=\frac{[x^{2}]}{[0.010-x]}$$
A partir de là, nous pouvons soit utiliser l'équation quadratique pour résoudre x, OU nous pouvons supposer que parce que l'acide faible ne s'ionise que légèrement, la concentration initiale de [HA] est approximativement la même que sa concentration d'équilibre !
Si nous faisons cette hypothèse, alors nous pouvons dire [0,010-x] ≈ [0,01] :
$$1.8\cdot 10^{-5}=\frac{x^{2}}{[0.010]}=\sqrt{1.8\cdot 10^{-5}(0.010)}$$
$$x=4.26\cdot 10^{-4}$$$$.
Maintenant, en réinsérant la dimension originale de la molarité, M, avec laquelle nous travaillions à l'origine, nous trouvons que le changement de concentration est,
$$x=4.26\cdot 10^{-4}M$$$
Les formes génériques de ces équations qu'il est utile de mémoriser sont :
$$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}{[Concentration de l'HA]}$$.
$$[H_{3}O^{+}]=\sqrt{K_{a}\cdot (Concentration\ de\ HA)}$$.
Nous savons donc maintenant que la concentration en ions hydronium pour l'ionisation de l'acide acétique 0,01 M est de 4,26 x 10-4 M.
Cette hypothèse ne peut être faite que lorsque x (changement de concentration) est inférieur à 5 % de la concentration initiale, soit
( x / concentration initiale d'HA) x 100 < 5 %. Dans ce cas, x est d'environ 4 %, nous pouvons donc utiliser l'équation simplifiée. La plupart des questions tomberont sous le coup de cette hypothèse, mais il est important de savoir en justifier l'utilisation avec cette équation !
5) Enfin, nous trouvons le pH en utilisant l'équation suivante :
$$pH=-log(H^{+})=-log(4.26\cdot 10^{-4})=3.37$$
Ici encore, nous avons inséré dans la formule du pH la concentration d'ions hydronium pour l'ionisation de l'acide acétique 0,01 M, soit 4,26 - 10-4 M, en utilisant uniquement la valeur numérique en abandonnant la dimension de la molarité, M.
Tu peux facilement appliquer ces quatre étapes à n'importe quel problème d'équilibre d'acide ou de base faible qui te demande de trouver le pH. Si tu travailles avec une base faible, tu n'auras qu'à résoudreKb et tu devras ensuite trouver le pH à partir de la valeur pOH, comme nous l'expliquerons plus en détail ci-dessous.
Remarque : Étant donné que 14 = pH + pOH, nous trouvons la valeur du pH en réarrangeant l'équation de la façon suivante : pH = 14 - pOH.
L'autre type de question que l'on te posera concerne le calcul deKa (ouKb) à partir d'une concentration initiale d'un acide (ou d'une base) et d'un pH (ou pOH).
Une solution d'ammoniac de 0,73 M a un pH de 12,87. Détermine leKb pour l'ammoniac. En d'autres termes, on nous demande de calculer la constante de dissociation de la base,Kb, étant donné la concentration initiale d'une base et le pH.
On nous a donné le pH de l'ammoniac, qui est de 12,87 :
- Le pH de l'ammoniac est de 12,87
- Laconcentration initiale d'ammoniac est de 0,73 M
Nous voulons trouver :
- Kb pour l'ammoniac
1) Ecris l'équation chimique de l'ammoniac
$$NH_{3\(aq)} + H_{2}O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{4\(aq)}^{+} + OH^{-}_{(aq)}$$$.
2) Nous pouvons utiliser le pH de l'ammoniac pour trouver la concentration en [OH-] :
$$pOH=14-12.37=1.13$$
$$[OH^{-}]=10^{-1.13}=7.4\cdot 10^{-2}$$
Remarque, dans cette dernière étape, nous avons utilisé la formule suivante, [OH-] = 10-pOH, pour trouver la concentration d'ions hydroxyde, OH-.
3) Nous créons un tableau ICE, en introduisant la valeur numérique, 7,4 x 10-2, la concentration d'ions hydroxyde, pour le changement, x, et la valeur numérique pour la concentration initiale d'ammoniaque, 0,73 M.
| Réaction | NH3 (B) | NH4+ (BH+) | OH- |
| Concentration initiale (I) | 0.73 | 0 | 0 |
| Changement de concentration (C) | -7.4 x 10-2 | +7.4 x 10-2 | +7.4 x 10-2 |
| Équilibre (E) | 0.656 | 7.4 x 10-2 | 7.4 x 10-2 |
4) Insérer nos valeurs d'équilibre :
$$K_{b}=\frac{[NH_{4}^{+}][OH]}{[NH_{3}]}=\frac{[7.4\cdot 10^{-2}][7.4\cdot 10^{-2}]}{[0.656]}$$
$$K_{b}=8.3\cdot 10^{-3}$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$$.
Voici un résumé des équations importantes :
| Essayer de trouver | Acide faible | Base faible |
| [H3O+]/[OH-] | $$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}{[Concentration de l'HA]}$$. $$H_{3}O^{+}=\sqrt{K_{a}\cdot (Concentration\N de l'HA)}$$$ | $$K_{b}=\frac{[OH^{-}]^{2}}{[Concentration de la base]}$$$ $$OH^{-}=\sqrt{K_{b}\cdot (Concentration\ de\ base)}$$ |
| pH/pOH | $$pH=-log(H_{3}O^{+})$$ | $$pOH=-log(OH^{-})$$ $$14-pOH=pH$$$ |
| Ka/Kb | $$[H_{3}O^{+}]=10^{-pH}$$ $$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}{[Concentration de l'HA]}$$$ | $$[OH^{-}]=10^{-pOH}$$ $$K_{b}=\frac{[OH^{-}]^{2}}{[Concentration de la base]}$$ |
Exemples d'acides faibles et de bases faibles
Exemples courants :
Acides faibles
- Acide acétique (CH3COOH).
- Acide formique (HCOOH).
- Acide cyanhydrique (HCN).
Bases faibles
- Hydroxyde d'ammonium (NH4OH).
- Aniline (C6H5NH2).
- Ammoniaque (NH3).
Équilibres entre acides et bases faibles - Principaux enseignements
- Les acides et les bases faibles ne s'ionisent que partiellement.
- Le degré d'ionisation est quantifié par les constantes de dissociation.
- Les acides faibles peuvent être représentés par l'équation générique HA (aq) +H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + A-(aq), et la constante d'équilibre.
- Les bases faibles peuvent être représentées par l'équation générique B (aq) +H2Ol) ⇌ BH+(aq) + OH-(aq) et la constante d'équilibre.
- Pour trouver la concentration de H3O+ ou de OH-, tu peux utiliser l'équation suivante.
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