Acide faible
Cet article ne cite pas suffisamment ses sources ().
Si vous disposez d'ouvrages ou d'articles de référence ou si vous connaissez des sites web de qualité traitant du thème abordé ici, merci de compléter l'article en donnant les références utiles à sa vérifiabilité et en les liant à la section « Notes et références ».
En pratique : Quelles sources sont attendues ? Comment ajouter mes sources ?
En chimie, un acide faible est un acide qui ne se dissocie pas totalement dans l'eau[1].
Définition
Lorsqu'un acide faible AH est mis en présence d'eau, la réaction suivante a lieu :
- .
La réaction n'est pas totale mais équilibrée : il reste toujours de l'acide AH en solution[2].
On classe les acides faibles en fonction de leur constante d'acidité, c'est-à-dire en fonction de leur capacité à plus ou moins se dissocier en présence d'eau. On considère qu'un acide est faible lorsque son pKa est supérieur à −1,74 à 25 °C (pKa du cation hydronium H3O+). Pour un pKa supérieur à 14, on dit qu'il est indifférent. Un acide est d'autant plus faible que son pKa est élevé. Sa base conjuguée est donc d'autant plus forte et moins stable que ce même pKa est élevé.
Exemples
- Acides organiques comme les acides carboxyliques : acide méthanoïque, acide acétique.
- Acides minéraux : acide fluorhydrique (HF), acide hypochloreux (HOCl), acide borique (H3BO3), acide sulfureux (H2SO3), acide cyanhydrique (HCN).
Notes et références
- « Définitions de Brønsted-Lowry des acides et des bases », sur Khan Academy (consulté le )
- Nadia Lavoignat, « TS - Cc1 - Réaction chimique par échange de protons », sur calameo.com (consulté le )
