- Que sont les acides faibles?
- Dissociation des acides faibles
- Propriétés
- Polarité et effet inductif
- Rayon atomique et force de liaison
- Exemples d'acides faibles
- Références
Les acides faibles ne se dissocient que partiellement dans l'eau. Après leur dissociation, la solution où ils se trouvent atteint l'équilibre et l'acide et sa base conjuguée présents simultanément sont observés. Les acides sont des molécules ou des ions qui peuvent donner un ion hydronium (H +) ou peuvent former une liaison covalente avec une paire d'électrons.
Ceux-ci à leur tour peuvent être classés selon leur force: acides forts et acides faibles. Lorsqu'on parle 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.
Graphique de spéciation pour un acide faible qui dissocie HA + H2O ↔ A- + H3O +
Un acide fort est un acide qui se dissocie complètement en présence d'eau; c'est-à-dire qu'une mole d'acide fort dissoute dans l'eau entraînera la séparation d'une mole de H + et d'une mole de base conjuguée A -.
Que sont les acides faibles?
Les acides faibles, comme mentionné ci-dessus, sont ceux qui se dissocient partiellement dans l'eau. La plupart des acides sont des acides faibles et se caractérisent par la libération de seulement 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 (c'est-à-dire les réactifs et les produits) sont présentes dans des concentrations qui ont tendance à ne pas varier avec le temps.
Cet état se produit 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 «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 se dissocie incomplètement en solution aqueuse. Par conséquent, il existe également un degré de dissociation entre les acides faibles eux-mêmes appelé constante 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 (H 3 O +), qui est considéré comme la frontière entre les acides faibles et les acides forts.
Dissociation des acides faibles
Les acides faibles s'ionisent incomplètement; c'est-à-dire que si cet acide faible est représenté dans une formule générale de solution comme HA, alors une quantité significative de HA non dissocié serait présente dans la solution aqueuse formée.
Les acides faibles suivent le schéma suivant lors de la dissociation, 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 comme une constante d'équilibre ou comme un pourcentage de dissociation. Comme indiqué précédemment, l'expression Ka est la constante de dissociation d'un acide, et elle est liée aux concentrations de réactifs et de produits en équilibre de la manière suivante:
Ka = /
Plus la valeur Ka est élevée, plus la formation de H + sera favorisée et plus le pH de la solution sera bas. 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 ont moins de force acide que l'eau.
L'autre méthode utilisée pour mesurer la force d'un acide est l'étude de son pourcentage de dissociation (α), qui varie de 0% <α <100%. Est défini comme:
α = / +
Contrairement à Ka, α n'est pas une constante et dépendra de la valeur de. En général, la valeur de α augmentera avec la valeur de. En ce sens, les acides deviennent plus forts en fonction de leur degré de dilution.
Propriétés
Il existe un certain nombre 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 fait référence à la distribution des électrons dans une liaison, qui est la région entre deux noyaux atomiques où se partagent une paire d'électrons.
Plus l'électronégativité est similaire entre deux espèces, plus le partage d'électrons est équivalent; mais plus l'électronégativité est différente, plus les électrons passeront de temps dans une molécule que dans l'autre.
L'hydrogène est un élément électropositif, et plus l'électronégativité de l'élément auquel il se lie est élevée, plus l'acidité du composé formé est élevée. Pour cette raison, un acide sera plus fort s'il se produit entre la liaison 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, selon la configuration de leurs atomes dans la molécule.
Rayon 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 la liaison.
Pour un acide appelé HA, plus vous augmentez la taille de son atome A, plus la force de sa liaison diminuera, donc cette liaison sera plus facile à rompre; cela rend la molécule plus acide.
Les atomes avec des rayons atomiques plus élevés bénéficieront de l'acidité grâce à ce détail, car leur liaison avec l'hydrogène sera moins forte.
Exemples d'acides faibles
Il existe un grand nombre d'acides faibles (surtout des acides). Ceux-ci inclus:
- Acide sulfureux (H 2 SO 3).
- Acide phosphorique (H 3 PO 4).
- Acide nitreux (HNO 2).
- Acide fluorhydrique (HF).
- Acide acétique (CH 3 COOH).
- Acide carbonique (H 2 CO 3).
- Acide benzoïque (C 6 H 5 COOH).
Références
- Acide faible. (sf). Récupéré de en.wikipedia.org
- Biochimie essentielle. (sf). Récupéré de wiley.com
- CliffNotes. (sf). Récupéré de cliffsnotes.com
- Science, F. o. (sf). Université de Waterloo. Récupéré de science.uwaterloo.ca
- Anne Marie Helmenstine, P. (nd). ThoughtCo. Récupéré de thinkco.com