Acides, bases et mélanges tampons 77
6. 6
Acides faibles et bases faibles
Le s acides faibles sont des acides qui ne sont que partiellement ionisés
en solution :
(6.2)
Acide éthanoïque + Eau � Ion hydronium + Ion éthanoate
Si on lit l'équation ci-dessus de gauche à droite, on constate que
l'a cide éthanoïque se comporte bel et bien comme un acide. Mais si on
la relit de droite à gauche, on voit que l'ion éthanoate joue le rôle d'une
ba se. De telles paires complémentaires d'acides et de bases sont qualifiées de conjuguées : l'ion éthanoate est la base conjuguée de l'acide
éthanoïque, tandis que l'acide éthanoïque est l'acide conjugué de l'ion
éthanoate.
De même, dans le cas de bases faibles, comme l'ammoniac, NH 3 ,
on a:
NH 3 + H20 � NH4• + OH(6.3)
Ammoniac + Eau � Ion ammonium + Ion hydroxyde
Lue de gauche à droite, l'équation montre que l'ammoniac se comporte comme une base, acceptant un proton de la part d'une molécule
d'eau. Par contre, si on relit cette même équation en sens inverse, on voit
que l'ion ammonium fo nctionne comme un acide puisqu'il fournit un
proton à OH-. Ainsi donc, l'ion ammonium est l'acide conjugué de
l'ammoniac, tandis que l'ammoniac est la base conjuguée de l'ion ammo:
nium.
Les équations 6.2 et 6.3 montrent également que l'eau peut agir
indifféremment en tant que base ou acide. Dans l'équation 6.2, l'eau joue
le rôle de base en acceptant un proton cédé par l'acide éthanoïque. Par
contre, dans l'équation 6.3, l'eau se comporte comme un acide, puisqu'elle fournit un proton à l'ammoniac.
En outre, en réexaminant l'équation 6.1 qui montrait l'auto-ionisation de l'eau, on constate qu'une molécule agit en tant que base tandis
que l'autre fonctionne comme un acide. La molécule d'eau, H20, est
donc l'acide conjugué de l'ion hydroxyde (OH-) et la base conjuguée
de l'ion hydronium (H 3 0•).
6.7 La notion de K. et de J(b
Dans le cas général de l'ionisation d'un acide faible HA, on a:
HA + H20 � H 3 0• +A -
(6.4)
Acide faible + Eau � Ion hydronium + Base conjuguée
La constante d'équilibre est donnée par :
[H,o•] [A-]
J<,q
= [HA] [H2 0]
En fait, comme c'était le cas avec la constante d'équilibre propre à
l'auto-ionisation de l'eau, on a pris l'habitude d'omettre, dans cette
expression, la concentration de l'éau elle-même parce que celle-ci est
'f
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Acides faibles et bases faibles
Le s acides faibles sont des acides qui ne sont que partiellement ionisés
en solution :
(6.2)
Acide éthanoïque + Eau � Ion hydronium + Ion éthanoate
Si on lit l'équation ci-dessus de gauche à droite, on constate que
l'a cide éthanoïque se comporte bel et bien comme un acide. Mais si on
la relit de droite à gauche, on voit que l'ion éthanoate joue le rôle d'une
ba se. De telles paires complémentaires d'acides et de bases sont qualifiées de conjuguées : l'ion éthanoate est la base conjuguée de l'acide
éthanoïque, tandis que l'acide éthanoïque est l'acide conjugué de l'ion
éthanoate.
De même, dans le cas de bases faibles, comme l'ammoniac, NH 3 ,
on a:
NH 3 + H20 � NH4• + OH(6.3)
Ammoniac + Eau � Ion ammonium + Ion hydroxyde
Lue de gauche à droite, l'équation montre que l'ammoniac se comporte comme une base, acceptant un proton de la part d'une molécule
d'eau. Par contre, si on relit cette même équation en sens inverse, on voit
que l'ion ammonium fo nctionne comme un acide puisqu'il fournit un
proton à OH-. Ainsi donc, l'ion ammonium est l'acide conjugué de
l'ammoniac, tandis que l'ammoniac est la base conjuguée de l'ion ammo:
nium.
Les équations 6.2 et 6.3 montrent également que l'eau peut agir
indifféremment en tant que base ou acide. Dans l'équation 6.2, l'eau joue
le rôle de base en acceptant un proton cédé par l'acide éthanoïque. Par
contre, dans l'équation 6.3, l'eau se comporte comme un acide, puisqu'elle fournit un proton à l'ammoniac.
En outre, en réexaminant l'équation 6.1 qui montrait l'auto-ionisation de l'eau, on constate qu'une molécule agit en tant que base tandis
que l'autre fonctionne comme un acide. La molécule d'eau, H20, est
donc l'acide conjugué de l'ion hydroxyde (OH-) et la base conjuguée
de l'ion hydronium (H 3 0•).
6.7 La notion de K. et de J(b
Dans le cas général de l'ionisation d'un acide faible HA, on a:
HA + H20 � H 3 0• +A -
(6.4)
Acide faible + Eau � Ion hydronium + Base conjuguée
La constante d'équilibre est donnée par :
[H,o•] [A-]
J<,q
= [HA] [H2 0]
En fait, comme c'était le cas avec la constante d'équilibre propre à
l'auto-ionisation de l'eau, on a pris l'habitude d'omettre, dans cette
expression, la concentration de l'éau elle-même parce que celle-ci est
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