Dissociation des acides faibles, propriétés, exemples

Le acides faibles sont ceux qui ne se dissocient que partiellement dans l'eau. Après dissociation, la solution où ils se trouvent atteint l'équilibre et on observe l'acide et sa base conjuguée présents simultanément. Les acides sont des molécules ou des ions capables de donner un ion hydronium (H⁺) ou ils peuvent former une liaison covalente avec une paire d'électrons.

Celles-ci peuvent à leur tour être classées par force: acides forts et acides faibles. En parlant de la force d'un acide, c'est la propriété qui mesure le degré d'ionisation de ces espèces; c'est-à-dire la capacité ou la tendance d'un acide à perdre un proton.

Un acide fort est un acide qui se dissocie complètement en présence d'eau; c'est-à-dire qu'une mole d'acide fort dissous dans l'eau entraînera la séparation d'une mole H⁺ et une mole de base conjuguée A^-.

Index

• 1 Que sont les acides faibles?
• 2 Dissociation des acides faibles
• 3 propriétés
  • 3.1 Polarité et effet inductif
  • 3.2 Radio atomique et force de liaison
• 4 exemples d'acides faibles
• 5 références

Quels sont les acides faibles?

Les acides faibles, comme mentionné ci-dessus, sont ceux qui sont partiellement dissociés dans l'eau. La plupart des acides sont des acides faibles et se caractérisent par le fait qu'ils ne libèrent que quelques atomes d'hydrogène dans la solution où ils se trouvent.

Lorsqu'un acide faible se dissocie (ou s'ionise), le phénomène d'équilibre chimique se produit. Ce phénomène est l'état dans lequel les deux espèces (à savoir les réactifs et les produits) sont présentes dans des concentrations qui ne varient généralement pas avec le temps.

Cet état prend naissance lorsque la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse. Par conséquent, ces concentrations n'augmentent ni ne diminuent.

La classification de "faible" dans un acide faible est indépendante de sa capacité de dissociation; un acide est considéré comme faible si moins de 100% de sa molécule ou de son ion est partiellement dissocié en solution aqueuse. Par conséquent, il existe également un degré de dissociation entre les mêmes acides faibles appelés constantes de dissociation acide Ka.

Plus un acide est fort, plus sa valeur Ka est élevée. L'acide faible le plus fort est l'ion hydronium (H₃O⁺), qui est considéré comme la frontière entre les acides faibles et les acides forts.

Dissociation des acides faibles

Les acides faibles ionisent incomplètement; c'est-à-dire que si cet acide faible est représenté dans une formule de dissolution générale en tant que HA, alors une quantité significative de HA non dissocié serait présente dans la solution aqueuse formée.

Les acides faibles suivent le modèle suivant lorsqu'ils sont dissociés, où H⁺ est l'ion hydronium dans ce cas, et A^- représente la base conjuguée de l'acide.

La force d'un acide faible est représentée par une constante d'équilibre ou un pourcentage de dissociation. Comme indiqué ci-dessus, l'expression Ka est la constante de dissociation d'un acide, qui est liée aux concentrations de réactifs et de produits d'équilibre comme suit:

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Plus la valeur de Ka est élevée, plus la formation de H sera favorisée⁺, et le pH de la solution sera inférieur. Le Ka des acides faibles varie entre les valeurs de 1,8 × 10^-16 à 55,5. Les acides avec un Ka inférieur à 1,8 × 10^-16 Ils ont une force moins acide que l'eau.

L'autre méthode utilisée pour mesurer la force d'un acide consiste à étudier son pourcentage de dissociation (α), qui varie de 0% <α <100%. Il est défini comme suit:

α = [A^-] / [A^-] + [HA]

Contrairement à Ka, α n'est pas une constante et dépendra de la valeur de [HA]. En général, la valeur de α augmente à mesure que celle de [HA] diminue. En ce sens, les acides deviennent plus forts en fonction de leur degré de dilution.

Propriétés

Il existe une série de propriétés qui déterminent la force d’un acide et le rendent plus ou moins fort. Parmi ces propriétés figurent la polarité et l'effet inductif, le rayon atomique et la force de liaison.

Polarité et effet inductif

La polarité se réfère à la distribution des électrons dans une liaison, qui est la région entre deux noyaux atomiques où une paire d'électeurs sont partagés.

Plus l'électronégativité est similaire entre deux espèces, plus le partage d'électrons sera équivalent; mais plus l'électronégativité est différente, plus les électrons passent du temps dans une molécule que dans l'autre.

L'hydrogène est un élément électropositif et plus l'électronégativité de l'élément auquel il est attaché est grande, plus l'acidité du composé formé est grande. Pour cette raison, un acide sera plus fort s’il se produit entre l’union de l’hydrogène et un élément plus électronégatif.

De plus, l'effet inductif signifie que l'hydrogène n'a pas besoin d'être directement attaché à l'élément électronégatif pour que le composé augmente son acidité. Pour cette raison, certains isomères de substances sont plus acides que d'autres, en fonction de la configuration de leurs atomes dans la molécule.

Radio atomique et force de liaison

La force de la liaison qui lie l'hydrogène à l'atome qui régit l'acide est un autre facteur important dans la définition de l'acidité d'une molécule. Ceci, à son tour, dépend de la taille des atomes qui partagent le lien.

Pour un acide appelé HA, plus la taille de son atome A augmente, plus la force de sa liaison diminuera, de sorte que cette liaison sera plus facile à rompre; Cela rend la molécule plus acide.

Les atomes ayant des rayons atomiques plus élevés bénéficieront de l'acidité grâce à ce détail, car leur union avec l'hydrogène sera moins forte.

Exemples d'acides faibles

Il y a un grand nombre d'acides faibles (la plupart de tous les acides). Ceux-ci comprennent:

- acide sulfurique (H₂SO₃).

- acide phosphorique (H₃PO₄).

- acide nitreux (HNO₂).

- acide fluorhydrique (HF).

- acide acétique (CH₃COOH).

- acide carbonique (H₂CO₃).

- acide benzoïque (C₆H₅COOH).

Références

1. Acide faible. (s.f.) Récupéré de en.wikipedia.org
2. Biochimie Essentielle. (s.f.) Récupéré de wiley.com
3. CliffNotes (s.f.) Récupéré de cliffsnotes.com
4. Science, F. o. (s.f.) Université de Waterloo. Récupéré de science.uwaterloo.ca
5. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). ThoughtCo. Récupéré de thoughtco.com