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Vidéo de la leçon : Constantes de dissociation des acides Chimie

Dans cette leçon, nous allons apprendre à écrire les équations pour les constantes de dissociation des acides et des bases et à calculer leurs valeurs.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir K𝑎 et K𝑏, les constantes de dissociation des acides et des bases. Nous allons apprendre à écrire leurs expressions et nous exercer en calculant leurs valeurs pour certains acides et certaines bases.

Que sont K𝑎 et K𝑏 ? K𝑎 et K𝑏 sont des constantes d’équilibre pour la dissociation des acides et des bases faibles en solution, généralement en solution aqueuse. K𝑎 est la constante de dissociation d’un acide, parfois appelée constante d’acidité, et K𝑏 est la constante de dissociation d’une base, ou constante de basicité. La valeur de K𝑎 ou K𝑏 indique la force d’un acide ou d’une base. K𝑎 est une mesure de la force d’un acide en solution, et K𝑏 est une mesure de la force d’une base en solution.

Imaginons que ce diagramme représente un acide ou une base, qui se décompose ou se dissocie en ions en solution. Lorsque tout le réactif se dissocie en ions, nous disons que cet acide ou cette base est fort. Lorsqu’un peu du réactif se dissocie en ions et qu’un peu des ions se ré-associent pour former le réactif, nous disons que l’acide ou la base est faible. Un équilibre se forme lorsqu’un acide ou une base faible se dissocie en solution. Et par conséquent, nous pouvons déterminer la constante d’équilibre pour cet acide ou cette base de la même manière que les autres constantes d’équilibre.

Déduisons une expression générale pour K𝑎, la constante de dissociation d’un acide. Pour déduire une expression générale pour K𝑎, nous avons besoin d’une équation générale de la réaction pour un acide faible HA qui se dissocie ou s’ionise en solution. Quand un acide faible HA se dissocie dans un milieu aqueux, l’équation de la réaction est HA plus H2O réagissant de manière réversible pour donner A- plus H3O+. L’ion hydronium produit provient de la réaction de l’eau avec un ion hydrogène de l’acide faible HA. L’eau plus un ion hydrogène forme l’ion hydronium.

Nous pouvons déduire la constante d’équilibre pour cette réaction réversible de la même manière que les autres constantes d’équilibre sont déterminées. K est égal à la concentration de tous les produits multipliées les unes aux autres, divisées par la concentration de tous les réactifs multipliées les unes aux autres. En substituant les produits et les réactifs dans notre équation générale de la réaction, nous obtenons la concentration des anions A- multipliée par la concentration des cations, dans ce cas les ions hydronium, H3O+, divisée par le produit de multiplication des concentrations de réactifs. Les crochets désignent la concentration en termes d’unités molaires, ou molarité, qui est moles par litre ou des moles par décimètre au cube.

Lorsque la solution est diluée, la concentration de l’eau est très grande par rapport à la concentration des autres espèces et elle est essentiellement égale. Ou du moins supposons-nous que la concentration de l’eau ne change pas. Pour cette raison, nous n’incluons pas la concentration de l’eau au dénominateur. Au lieu de cela, nous faisons de sa concentration une constante : k en minuscule. Si nous mettons alors la constante de l’eau sur le côté gauche, nous obtenons que K majuscule multiplié par petit k est égal aux concentrations des produits multipliées les unes avec les autres, divisées par la concentration de l’acide faible. Et la valeur de gauche, nous l’appelons K𝑎. Ceci est l’expression générale pour la constante de dissociation des acides K𝑎.

Parce que nous n’avons pas besoin de considérer la concentration de l’eau, nous pouvons réécrire cette équation de réaction plus simplement : HA en équilibre avec ses ions A- et H+. Puisque nous avons enlevé l’eau, nous pouvons modifier l’ion hydronium en un simple ion hydrogène. Pour cette raison, nous pouvons parfois trouver l’expression de K𝑎 sans ion hydronium. Et à la place, il y aura un ion hydrogène. La constante d’équilibre pour une base faible dissociée dans l’eau, K𝑏, est déduite à peu près de la même manière.

Simplifions en retirant l’eau dès le début afin que cela ne soit pas long. Et nous obtenons l’équation de réaction générale pour une base faible BOH, qui est BOH se dissociant de manière réversible en ses ions OH-, l’ion hydroxyde, et B+. Ensuite, la constante de dissociation des bases K𝑏 est égale aux concentrations molaires des ions produits multipliées entre elles, divisées par la concentration molaire de la base faible. Il s’agit de l’équation générale de la constante de dissociation des bases K𝑏 lorsqu’une base faible se dissocie en milieu aqueux.

Remettons l’expression de dissociation des acides et examinons ces deux expressions. Parce que la base et l’acide sont faibles, ils ne se dissocient que dans une faible mesure. Et parfois, les dénominateurs sont appelés les concentrations initiales ou de départ. Mais nous devons nous rappeler que ces expressions sont en fait des situations d’équilibre. K𝑎 et K𝑏, comme les autres constantes d’équilibre, dépendent de la température. La température influence ou affecte à quel point un équilibre se situe à droite ou à gauche. En d’autres termes, l’équilibre se situera plus à droite ou plus à gauche selon que la réaction directe est endothermique ou exothermique et selon la température à laquelle l’équilibre existe. Pour cette raison, 25 degrés Celsius est une température courante à laquelle K𝑎 ou K𝑏 est déterminé. De cette façon, ces valeurs ont une signification lorsqu’elles sont comparées entre elles ou elles ont une signification lorsque la température change.

Maintenant, entraînons-nous à écrire K𝑎 et K𝑏 pour un acide faible et une base faible.

HCN, ou l’acide cyanhydrique, est un acide faible. C’est l’équation de la dissociation de cet acide faible en solution. Nous pouvons écrire que la constante de dissociation d’un acide pour cet acide K𝑎 est égale aux concentrations molaires des ions produits multipliées entre elles, divisées par la concentration molaire de l’acide HCN. Notez que parce que le rapport molaire de H+ à CN- est de un pour un, les deux valeurs de ces concentrations seront les mêmes. Si la stœchiométrie n’était pas égale à un, les concentrations ne seraient pas les mêmes. Cependant, la stœchiométrie des produits est généralement égale à un, même dans le cas des acides polyprotiques, qui perdent leurs protons un par un, formant des réactions d’équilibre différentes. En d’autres termes, ils subissent une dissociation par étapes. Mais ceci est une discussion qui concerne une autre vidéo.

Lorsque de l’ammoniac gazeux se dissout dans l’eau, de l’hydroxyde d’ammonium se forme. C’est une base faible. L’hydroxyde d’ammonium se dissocie pour former un équilibre avec ses ions, NH4+ et OH-, les ions ammonium et hydroxyde. Nous pouvons écrire l’expression K𝑏 pour la dissociation de cette base comme suit. K𝑏 est égal aux concentrations molaires des ions produits multipliées les unes avec les autres, divisées par la concentration molaire en hydroxyde d’ammonium. Dans cet exemple, nous avons encore un rapport molaire des ions produits de un pour un. Et donc nous savons que ces valeurs sont les mêmes.

Dans un instant, nous allons nous entraîner à calculer la valeur réelle de K𝑎 pour un acide faible. Mais examinons d’abord ce que signifie réellement la taille de la valeur de K𝑎 ou de K𝑏. Quelles informations nous donne-t-elle ? Que nous dit la taille de K𝑎 ou K𝑏 ?

Nous savons que K𝑎 ou K𝑏 est égal aux concentrations molaires des produits multipliées entre elles divisées par la concentration molaire du réactif. Si K𝑎 ou K𝑏 est une grande valeur, cela nous indique que la valeur du numérateur est grande par rapport à la valeur du dénominateur. En d’autres termes, les produits de la réaction de dissociation sont favorisés, ce qui signifie que l’acide ou la base est relativement fort en ce qu’il se dissocie dans une large mesure. Maintenant, je dis relativement parce que K𝑎 et K𝑏 ne concernent que les acides et les bases faibles. Mais même les acides ou les bases faibles ont des forces relatives.

Lorsque K𝑎 ou K𝑏 est une petite valeur, cela nous indique que la valeur du numérateur est petite par rapport à la valeur du dénominateur, ce qui signifie que l’acide ou la base sous sa forme non dissociée est favorisé. Cet acide ou cette base est relativement faible, ce qui signifie qu’il est seulement un peu dissocié. Donc, encore une fois, la taille de K𝑎 ou K𝑏 indique ou est liée à la force de l’acide ou de la base.

Maintenant il est temps de s’exercer.

Calculer la valeur de K𝑎 d’une solution aqueuse d’acide propanoïque à 0,2 molaire avec une concentration en ions H+ de 1,62 fois 10 puissance moins trois molaire. Donnez votre réponse avec un chiffre après la virgule. (A) 4,8 fois 10 puissance moins quatre mole par litre. (B) 6,6 fois 10 à puissance moins cinq mole par litre. (C) 1,6 fois 10 puissance moins deux mole par litre. (D) 5,2 fois 10 puissance moins sept mole par litre. Ou (E) 1,3 fois 10 puissance moins cinq moles par litre.

L’acide propanoïque est CH3CH2COOH. Nous le savons grâce au nom « prop », qui signifie trois carbones dans la chaîne, « an » nous indiquant qu’il existe des liaisons simples entre les atomes de carbone, et le suffixe -oïque nous indiquant qu’il s’agit d’un acide carboxylique avec un groupe carboxyle. L’acide propanoïque est un acide faible, ce qui signifie qu’il se dissocie en solution dans une faible mesure, formant un équilibre selon cette équation. Les produits de dissociation sont les ions CH3CH2COO- et l’ion hydrogène. On nous demande de trouver K𝑎, la constante de dissociation d’un acide pour cet acide faible.

On nous dit la concentration initiale de l’acide, 0,2 molaire. Et on nous dit la concentration d’ions hydrogène en solution, 1,62 fois 10 à la puissance moins trois molaire. Commençons par écrire l’expression K𝑎. K𝑎 est égal aux concentrations molaires des ions produits, qui sont l’ion propanoate et l’ion hydrogène, multipliées entre elles divisées par la concentration molaire de l’acide propanoïque, le réactif. Les crochets font référence à la concentration molaire, ou molarité, qui est le nombre de moles par litre ou de moles par décimètre au cube.

On nous donne la valeur du dénominateur en termes de molarité, 0,2 molaire. Et on nous donne aussi la concentration d’ions hydrogène en termes de molarité, 1,62 fois 10 puissance moins trois molaire. Mais nous ne connaissons pas la concentration de l’ion propanoate. Cependant, à partir de l’équation équilibrée, nous savons que le rapport molaire de l’anion au cation hydrogène est de un pour un. Et donc la concentration de l’anion propanoate doit être la même que celle de l’ion hydrogène.

Mettons maintenant nos valeurs. Nous obtenons 1,62 fois 10 à la puissance moins trois molaire pour la concentration des anions multipliée par 1,62 fois 10 à la puissance moins trois molaire pour la concentration des ions hydrogène divisée par 0,2 molaire, qui est la concentration de l’acide propanoïque. Et la valeur de la réponse est 1,31 fois 10 puissance moins cinq. Ces deux unités peuvent s’annuler, et donc l’unité dans la réponse est molaire, ce qui est des moles par litre. Notez que parfois K𝑎 et son K𝑏 relatif, la constante de dissociation d’une base, sont exprimés sans unités.

On nous a demandé de donner notre réponse avec un chiffre après la virgule. Alors arrondissons, et nous obtenons 1,3 fois 10 à la puissance moins cinq mole par litre, ce qui correspond à l’option de réponse (E). La valeur de K𝑎 pour cet équilibre d’acide propanoïque est de 1,3 fois 10 puissance moins cinq mole par litre.

Résumons ce que nous avons appris dans cette vidéo. Nous avons appris ce que sont K𝑎 et K𝑏, les constantes de dissociation ou d’ionisation. Nous avons vu que pour un acide faible en solution, HA qui se dissocie pour former un équilibre avec ses ions, A- et H+, l’expression de K𝑎 sera les concentrations molaires des ions produits multipliées entre elles divisées par la concentration molaire du réactif, qui est l’acide faible. Et pour une base faible se dissociant en ses ions en solution et formant un équilibre, l’expression de K𝑏 est K𝑏 égale les concentrations molaires des ions produits multipliées entre elles divisées par la concentration molaire du réactif, qui est la base faible.

Nous avons appris que K𝑎 et K𝑏, comme d’autres constantes d’équilibre, dépendent de la température et varient en fonction de la température. Nous avons vu que cela est dû au fait que les valeurs du numérateur et du dénominateur d’une expression de K𝑎 ou K𝑏 vont varier en fonction des changements d’équilibre dus aux changements de température. Nous avons également appris que la valeur ou la taille de K𝑎 ou K𝑏 indique ou mesure de la force d’un acide ou d’une base.

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