I. Acides et bases faibles
Acide faible : acide dont la réaction avec l’eau est limitée (équilibre) :
AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺
Base faible : base dont la réaction avec l’eau est limitée :
B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻
- Contrairement aux acides/bases forts, ils ne sont pas totalement dissociés.
II. Constantes d’acidité Ka et de basicité Kb
1. Constante d’acidité Ka
Pour l’acide AH :
Ka = ([A⁻][H₃O⁺]) / [AH]
- Plus Ka est grand, plus l’acide est fort.
- On utilise aussi pKa = − log Ka.
2. Constante de basicité Kb
Pour la base B :
Kb = ([BH⁺][OH⁻]) / [B]
- Plus Kb est grand, plus la base est forte.
III. Expression du pH (idée générale)
1. Solution d’acide faible AH de concentration C
On écrit le tableau d’avancement et l’expression de Ka. En supposant que l’avancement reste faible (C ne diminue pas beaucoup) : [AH] ≈ C, [A⁻] ≈ [H₃O⁺] = x.
Ka ≈ x² / C ⟹ x ≈ √(Ka C)
Donc :
[H₃O⁺] ≈ √(Ka C) ⟹ pH ≈ ½ (pKa − log C)
2. Solution de base faible B de concentration C
Raisonnement analogue avec Kb et [OH⁻], puis utilisation de :
pH + pOH = 14
IV. À retenir
- Les acides/bases faibles ne sont que partiellement ionisés en solution aqueuse.
- Leur comportement est décrit par des équilibres acido-basiques caractérisés par Ka et Kb.
- Les expressions du pH pour acide/base faible sont des approximations obtenues sous certaines hypothèses (dissociation faible, C pas trop faible).
Fiche réalisée à partir du cours de chimie « Acide faible – Base faible » (Terminale C, ecole-ci.org).
Créé par Haniel_dev