Acide faible – Base faible

Le cours

1. Introduction : réaction limitée et équilibre chimique\n\nContrairement aux acides/bases forts qui réagissent totalement avec l'eau, les acides et bases faibles établissent un équilibre chimique : la réaction n'est pas complète, les réactifs et les produits coexistent en proportions constantes dans le mélange réactionnel.\n\n## 2. Les acides faibles\n\n### 2.1 Définition\nUn acide faible est un acide qui réagit partiellement avec l'eau. Seule une fraction des molécules initiales cède un proton H⁺. L'équation de la réaction fait intervenir une double flèche (\\( \\rightleftharpoons \\)) symbolisant l'équilibre.\n\n### 2.2 Exemples courants\n- Acide éthanoïque (acétique) : CH₃COOH (vinaigre)\n- Acide méthanoïque (formique) : HCOOH\n- Acide citrique : C₆H₈O₇ (présent dans les agrumes)\n- Ion ammonium : NH₄⁺\n- Acide carbonique : H₂CO₃ (dans les boissons gazeuses)\n\n### 2.3 Équation-bilan de la réaction avec l'eau\nPour un monoacide faible noté AH :\n$$ \\text{AH} + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{A}^- + \\text{H}_3\\text{O}^+ $$\n\nExemple pour l'acide éthanoïque :\n$$ \\text{CH}_3\\text{COOH} + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{CH}_3\\text{COO}^- + \\text{H}_3\\text{O}^+ $$\n\n### 2.4 Constante d'acidité Ka\nPour l'équilibre ci-dessus, on définit la constante d'acidité \\( K_a \\) (sans dimension, fonction de la température) :\n$$ K_a = \\frac{[\\text{A}^-]_{éq} \\cdot [\\text{H}_3\\text{O}^+]_{éq}}{[\\text{AH}]_{éq}} $$\nPlus \\( K_a \\) est grande, plus l'acide est fort (plus il se dissocie). Pour un acide faible, \\( K_a \\) est petite (typiquement \\( K_a < 10^{-2} \\)). On utilise souvent son pK_a : \\( \\text{p}K_a = -\\log(K_a) \\). Plus le pK_a est grand, plus l'acide est faible.\n\n### 2.5 Coefficient d'ionisation \\( \\alpha \\)\nC'est le taux de dissociation de l'acide. Pour un acide faible de concentration initiale \\( C_0 \\) :\n$$ \\alpha = \\frac{[\\text{H}_3\\text{O}^+]_{éq}}{C_0} = \\frac{[\\text{A}^-]_{éq}}{C_0} $$\n\\( \\alpha \\) est compris entre 0 et 1. Il dépend de la concentration : lorsqu'on dilue la solution (\\( C_0 \\) diminue), le coefficient d'ionisation \\( \\alpha \\) augmente (loi de dilution d'Ostwald).\n\n## 3. Les bases faibles\n\n### 3.1 Définition\nUne base faible est une base qui réagit partiellement avec l'eau. Seule une fraction des molécules initiales capte un proton H⁺.\n\n### 3.2 Exemples courants\n- Ammoniac : NH₃ (détergent, engrais)\n- Méthylamine : CH₃NH₂\n- Ion éthanoate (acétate) : CH₃COO⁻\n- Carbonate de sodium : Na₂CO₃ (lessive)\n\n### 3.3 Équation-bilan de la réaction avec l'eau\nPour une base faible notée B :\n$$ \\text{B} + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{BH}^+ + \\text{OH}^- $$\n\nExemple pour l'ammoniac :\n$$ \\text{NH}_3 + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{NH}_4^+ + \\text{OH}^- $$\n\n### 3.4 Constante de basicité K_b\nPour l'équilibre ci-dessus, on définit la constante de basicité \\( K_b \\) :\n$$ K_b = \\frac{[\\text{BH}^+]_{éq} \\cdot [\\text{OH}^-]_{éq}}{[\\text{B}]_{éq}} $$\nIl existe une relation entre le \\( K_a \\) d'un acide et le \\( K_b \\) de sa base conjuguée (dans le même couple) :\n$$ K_a \\times K_b = K_e = 10^{-14} \\quad \\text{(à 25°C)} $$\n\n### 3.5 Coefficient d'ionisation \\( \\alpha \\) pour une base faible\nAnalogue à celui de l'acide : \\( \\alpha = [\\text{OH}^-]_{éq} / C_0 \\). Lui aussi augmente avec la dilution.\n\n## 4. Calcul des concentrations à l'équilibre (approximation)\n\nPour un acide faible AH de concentration initiale \\( C_0 \\) et de constante \\( K_a \\), on fait souvent l'approximation suivante si l'acide est suffisamment faible (\\( \\alpha \\) petit) :\n- On néglige la dissociation devant \\( C_0 \\) : \\( [\\text{AH}]_{éq} \\approx C_0 \\)\n- On pose \\( [\\text{H}_3\\text{O}^+]_{éq} = [\\text{A}^-]_{éq} = x \\)\nL'expression de \\( K_a \\) devient alors : \\( K_a \\approx \\frac{x^2}{C_0} \\)\nD'où : \\( x = [\\text{H}_3\\text{O}^+]_{éq} \\approx \\sqrt{K_a \\, C_0} \\)\nEt le pH : \\( \\text{pH} \\approx \\frac{1}{2} \\, \\text{p}K_a - \\frac{1}{2} \\, \\log(C_0) \\) (à connaître).\n\nVérification de l'approximation : Il faut que \\( x \\ll C_0 \\), c'est-à-dire \\( \\alpha \\ll 1 \\). Sinon, il faut résoudre l'équation du second degré exacte : \\( x^2 + K_a x - K_a C_0 = 0 \\).\n\nPour une base faible, on a de même : \\( [\\text{OH}^-]_{éq} \\approx \\sqrt{K_b \\, C_0} \\).\n\n## 5. Effet de la dilution et importance dans le milieu naturel\n\nLa dilution d'un acide faible augmente son coefficient d'ionisation, mais diminue la concentration en H₃O⁺ (car \\( [\\text{H}_3\\text{O}^+] = \\alpha C_0 \\), et \\( \\alpha \\) augmente moins vite que \\( C_0 \\) ne diminue). Le pH augmente donc quand on dilue.\n\nContexte ivoirien : Les pluies acides (dioxyde de soufre, oxydes d'azote) contiennent des acides faibles comme l'acide sulfurique et nitrique (qui sont en réalité forts à première dissociation, mais illustrent le concept). Lorsqu'elles se diluent dans les rivières ou les lacs (comme le lac de Kossou), leur impact sur le pH du milieu aquatique dépend de cette chimie des équilibres. La connaissance des acides faibles est aussi essentielle pour comprendre le rôle tampon des sols et des cours d'eau.