Vidéo de la leçon : Degré de dissociation Chimie

Dans cette leçon, nous allons apprendre à définir et calculer le degré de dissociation d’un acide faible, et à l’utiliser pour dériver la loi de dilution d’Ostwald.

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Dans cette vidéo, nous allons apprendre à définir et à calculer le degré de dissociation d’un acide faible et à l’utiliser pour dériver la loi de dilution d’Ostwald.

Considérons la différence entre un acide fort et un acide faible. Lorsque l’acide chlorhydrique, qui est un acide fort, est dissous dans l’eau, toutes les molécules se dissocient en ions d’hydrogène et en ions chlorure. Donc, si 50 molécules d’acide chlorhydrique étaient dissoutes dans l’eau, toutes les 50 molécules se dissocieraient. En revanche, lorsque l’acide fluorhydrique, qui est un acide faible, est dissous dans l’eau, seule une partie des molécules se dissocie et un équilibre est établi. Si 50 molécules d’acide fluorhydrique sont dissoutes dans l’eau, une seule molécule, en moyenne, se dissocierait en ions d’hydrogène et en ions fluorure.

La mesure dans laquelle un acide se dissocie peut être représentée par le degré de dissociation. Le degré de dissociation peut être défini comme la proportion de la substance qui se dissocie. On le note souvent par le symbole 𝛼 et il peut être calculé en divisant la quantité de substance dissociée par la quantité totale de substance, qu’elle soit dissociée ou non dissociée. Nous pouvons utiliser le nombre de molécules ou le nombre de moles pour les quantités. Continuons et calculons le degré de dissociation pour chaque acide.

Le nombre total de molécules d’acide chlorhydrique était de 50, et toutes les 50 molécules se sont dissociées. Donc, le degré de dissociation est égal à un. Il y avait également 50 molécules d’acide fluorhydrique, mais une seule molécule s’est dissociée. Le degré de dissociation est donc égal à 0,02. Remarquez que lors du calcul du degré de dissociation, le nombre total d’ions produits n’est pas utilisé dans l’équation. Le degré de dissociation peut également être donné en pourcentage en multipliant la valeur décimale résultante par 100 pour cent.

Les acides faibles ont généralement de très faibles degrés de dissociation. En général, le degré de dissociation augmente avec la force de l’acide, les acides forts ont un degré de dissociation qui est égal à un. Ainsi, le degré de dissociation peut nous donner une idée de la force d’un acide. Mais la mesure dans laquelle un acide faible se dissocie dépend de la concentration de l’acide. Donc, pour mieux quantifier la force d’un acide, nous pouvons calculer la constante de dissociation de l’acide. Le symbole de la constante de dissociation de l’acide 𝐾a désigne la constante d’équilibre pour la dissociation d’un acide dans l’eau. Elle dépend de la température, mais ne dépend pas de la concentration de l’acide.

Pour la dissociation d’un produit générique mono-acide faible, représenté ici par HA, nous pouvons écrire l’expression de la constante de dissociation de l’acide. Les parenthèses indiquent que nous devons utiliser la concentration de chaque espèce. Et comme nous calculons une constante d’équilibre, nous devons utiliser les concentrations à l’équilibre. Si l’acide est très faible, très peu de molécules se dissocieront. Ainsi, les concentrations des ions à l’équilibre seront faibles, tandis que la concentration de l’acide sera élevée. Cela se traduira par une faible constante de dissociation de l’acide. Lorsque la force de l’acide augmente, la concentration des ions augmente et la constante de dissociation de l’acide augmente.

Nous avons maintenant deux quantités ; le degré de dissociation et la constante de dissociation de l’acide qui peuvent nous aider à comprendre la force d’un acide. Ces deux quantités peuvent être liées entre elles. Prenons l’exemple suivant. Sur ce schéma, une image de HA représente une mole de HA. Donc, au départ, 10 moles de HA, un acide faible, sont dissoutes dans l’eau pour produire 10 litres de solution. Cela signifie que la concentration initiale de HA est de 1 molaire et la concentration initiale de H plus et A moins est de zéro molaire.

Si le degré de dissociation de 1 molaire HA est de 0,2, alors à l’équilibre, 20 pour cent de l’acide sera dissocié. À l’équilibre, la concentration de HA sera de 0,8 molaire et la concentration de H plus et A moins est de 0,2 molaire. Cela signifie que la concentration de l’acide a diminué de 0,2 molaire, tandis que la concentration des ions a augmenté de 0,2 molaire. Ainsi, la concentration a changé d’une valeur égale au degré de dissociation. Si nous remplaçons la variation de la concentration par le degré de dissociation, alors la concentration d’équilibre de HA en moles par litre est un moins le degré de dissociation et la concentration d’équilibre pour H plus et A moins en moles par litre est égale au degré de dissociation.

Nous pouvons substituer ces concentrations d’équilibre dans l’expression de la constante de dissociation de l’acide pour déterminer que 𝐾a est égal au degré de dissociation au carré divisé par un moins le degré de dissociation. Cette expression nous permet de relier la constante d’acidité et le degré de dissociation, mais uniquement lorsque la concentration initiale en acide est de 1 molaire. Nous avons dit plus tôt que le degré de dissociation dépend de la concentration. Nous avons donc besoin d’une expression qui inclut la concentration initiale de l’acide.

Définissons la concentration initiale de l’acide comme 𝑐 zéro. Nous savons qu’au départ les concentrations de H plus et A moins seront de zéro molaire. Au fur et à mesure que la dissociation progresse, la concentration de HA diminuera selon la valeur de la concentration initiale multipliée par le degré de dissociation, tandis que la concentration de H plus et A moins augmentera selon la valeur de la concentration initiale de l’acide multipliée par le degré de dissociation. L’ajout de la concentration initiale et la variation de la concentration nous donnent ces concentrations d’équilibre. Nous pouvons substituer ces concentrations d’équilibre dans l’expression de 𝐾a. Nous pouvons simplifier l’expression en factorisant la concentration initiale et en combinant les degrés de dissociation.

Il nous reste l’expression suivante, qui nous permet de relier la constante de dissociation de l’acide et le degré de dissociation pour toute concentration initiale. Cette relation est connue comme la loi de dilution d’Oswald. Elle peut être appliquée à n’importe quelle constante de dissociation, pas seulement aux constantes de dissociation des acides. Pour de nombreux acides faibles, nous pouvons simplifier encore la loi de dilution d’Oswald. Beaucoup d’acides faibles ont un degré de dissociation très faible. Si le degré de dissociation est très faible, alors un moins le degré de dissociation sera approximativement égal à un. Cela signifie que pour les acides faibles avec de très faibles degrés de dissociation, nous pouvons utiliser l’approximation qui considère 𝐾a approximativement égale au degré de dissociation au carré multipliée par la concentration initiale. En réarrangeant l’équation pour obtenir le degré de dissociation, nous constatons que le degré de dissociation est approximativement égal à la racine carrée de 𝐾a divisée par la concentration initiale.

Il est important de reconnaître que cette approximation ne fonctionne que pour les acides qui ont de très faibles degrés de dissociation. Il convient également de mentionner que toutes ces relations dépendent de la température. Cela dit, nous pouvons voir dans l’approximation que le degré de dissociation est inversement proportionnel à la racine carrée de la concentration initiale. Cela signifie que lorsque la concentration initiale d’acide augmente, le degré de dissociation diminue, et vice versa. Donc, si nous diluons une solution, c’est-à-dire que nous ajoutons plus de solvant et diminuons la concentration, la proportion de molécules qui se dissocient augmentera.

La relation entre le degré de dissociation et la concentration est d’une importance particulière lorsqu’il s’agit d’électrolytes. En général, la conductivité électrique d’un électrolyte est proportionnelle à la concentration en ions. Nous pouvons donc nous attendre à ce qu’en doublant la concentration d’un électrolyte faible, on double la conductivité électrique.

L’acide éthanoïque est un électrolyte faible. Si la concentration d’acide éthanoïque est doublée, le degré de dissociation diminue. Cela signifie que la proportion de molécules qui se dissocient diminue, et la concentration des ions d’hydrogène et des ions acétate en solution est inférieure au double de la quantité initiale. Ainsi, doubler la concentration d’électrolyte ne double pas la concentration d’ions. Par conséquent, la conductivité électrique sera inférieure au double de la quantité initiale.

De même, si nous réduisons de moitié la concentration, le degré de dissociation augmentera et la concentration des ions sera légèrement supérieure à la moitié de leur valeur initiale. Ainsi, la conductivité électrique sera également légèrement supérieure à la moitié de sa valeur précédente.

Avant de résumer ce que nous avons appris sur le degré de dissociation, examinons quelques questions.

Une solution de 0,3 molaire d’acide benzoïque a dissocié en proportion de 1,47 pour cent. Quelle est la valeur de 𝐾a, à deux décimales près, pour cet acide ? Supposons que un moins 𝛼 est approximativement égal à un.

L’acide benzoïque est un acide faible. Lorsqu’il est dissout dans l’eau, seule une partie des molécules se dissocie en ions benzoate et en ions d’hydrogène. On nous dit qu’on a trouvé que 1,47 pour cent de l’acide a dissocié. Cela signifie que si nous dissolvons 100 moles d’acide benzoïque dans l’eau, à l’équilibre 1,47 moles se seront dissociées en ions, tandis que les 98,53 moles restantes ne seront pas dissociées. La proportion de la substance dissociée s’appelle le degré de dissociation. Elle est généralement représentée par le symbole 𝛼 et est généralement donnée sous forme décimale. On nous a donné le pourcentage de dissociation. Nous pouvons convertir le pourcentage de dissociation en un nombre décimal en le divisant par 100 pour cent. Le degré de dissociation de l’acide benzoïque donné dans la question est donc de 0,0147.

Nous voulons utiliser le degré de dissociation pour calculer la valeur de 𝐾a. 𝐾a est la constante de dissociation de l’acide, une constante d’équilibre pour la dissociation d’un acide dans l’eau. La constante de dissociation de l’acide et le degré de dissociation peuvent être liés en utilisant la loi de dilution d’Oswald. Dans cette expression, 𝑐 zéro représente la concentration initiale de l’acide. L’exercice nous dit que la concentration est de 0,3 molaire. Nous connaissons le degré de dissociation et la concentration. Nous pouvons alors introduire ces valeurs dans l’expression et en déduire 𝐾a. Mais l’exercice nous dit de supposer que un moins 𝛼 est approximativement égal à un.

Si le dénominateur de l’expression est approximativement égal à un, nous pouvons réécrire l’expression comme 𝐾a approximativement égale à 𝛼 au carré multiplié par 𝑐 zéro. Nous pouvons substituer le degré de dissociation et la concentration dans l’expression et effectuer le calcul pour déterminer la constante de dissociation de l’acide. En arrondissant notre réponse à deux décimales près, nous avons déterminé que la valeur de 𝐾a pour l’acide benzoïque est de 6,48 fois 10 à la puissance moins cinq molaire ou moles par litre.

Lequel des facteurs suivants augmenterait le degré de dissociation d’un acide faible ? (A) Augmentation de dilution, (B) Diminution de volume, (C) Diminution de dilution, (D) Augmentation de la concentration en acide.

Lorsqu’un acide faible est mélangé avec de l’eau, seule une partie des molécules se dissocie en ions. Nous pouvons représenter la mesure dans laquelle les molécules se dissocient par le degré de dissociation. Le degré de dissociation, généralement représenté par le symbole 𝛼, est la proportion de la substance qui se dissocie. Le degré de dissociation dépend de plusieurs facteurs, dont la force de l’acide, la température et la concentration. La force d’un acide peut être quantifiée en utilisant la constante de dissociation de l’acide, ou 𝐾a. Le degré de dissociation, 𝐾a et la concentration initiale de l’acide, représentée par c zéro, peuvent être liés entre eux en utilisant la loi de dilution d’Oswald.

Pour les acides faibles à très faible degré de dissociation, un moins 𝛼 peut être approximé à un. La loi de dilution d’Oswald peut être simplifiée à 𝐾a approximativement égal à 𝛼 au carré multiplié par 𝑐 zéro. L’équation peut être réarrangée pour en déduire le degré de dissociation. Ici, nous pouvons voir que le degré de dissociation est inversement proportionnel à la racine carrée de la concentration de l’acide. Ainsi, l’augmentation de la concentration diminue le degré de dissociation, et la diminution de la concentration augmente le degré de dissociation. Nous voulons déterminer quel facteur entraînerait une augmentation du degré de dissociation. Nous devons donc déterminer quel facteur entraînerait la diminution de la concentration.

Réponse (A), augmenter la dilution signifie que nous ajoutons plus de solvant à la solution. L’augmentation de la quantité de solvant entraînera une diminution de la concentration. Une diminution de la concentration correspond à une augmentation du degré de dissociation. Regardons la réponse (B). Diminuer le volume du solvant augmentera la concentration, donc le degré de dissociation diminuera. La réponse (C) est le contraire de la réponse (A). Diminuer la dilution entraînera une augmentation de la concentration, donc le degré de dissociation diminuera. Enfin, nous savons que l’augmentation de la concentration en acide entraînera une diminution du degré de dissociation. Le facteur qui augmenterait le degré de dissociation d’un acide faible est donc donné par la réponse (A), l’augmentation de la dilution.

Résumons à présent ce que nous avons appris. Le degré de dissociation est la proportion dissociée d’une substance. Il peut être calculé en divisant la quantité de substance dissociée par la quantité totale de substance, la quantité pouvant être donnée en nombre de molécules ou en nombre de moles. Le degré de dissociation peut être lié à la constante de dissociation de l’acide via la loi de dilution d’Ostwald, où 𝐾a est la constante de dissociation de l’acide, 𝛼 est le degré de dissociation et 𝑐 zéro est la concentration initiale de l’acide.

Pour les acides faibles à très faible degré de dissociation, un moins 𝛼 est approximativement égal à un. Nous pouvons donc utiliser les approximations considérant que 𝐾a est approximativement égale à 𝛼 au carré fois 𝑐 zéro ou 𝛼 est approximativement égale à la racine carrée de 𝐾a divisée par c zéro. Le degré de dissociation est inversement proportionnel à la racine carrée de la concentration de l’acide. Donc, l’augmentation de la concentration de l’acide diminuera le degré de dissociation, et vice versa.

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