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Différence entre les acides forts et faibles

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Différence principale - Acides forts vs acides faibles

Un acide est une molécule ou une autre espèce pouvant donner un proton ou accepter une paire d'électrons dans des réactions. Les acides sont classés en deux groupes appelés acides forts et acides faibles. La principale différence entre les acides forts et faibles est que les acides forts se dissocient complètement dans les solutions aqueuses tandis que les acides faibles se dissocient partiellement dans les solutions aqueuses.

Zones clés couvertes

1. Qu'est-ce qu'un acide fort?
      - Définition, propriétés, exemples
2. Qu'est-ce qu'un acide faible?
      - Définition, propriétés, exemples
3. Quelle est la différence entre l'acide fort et l'acide faible
      - Comparaison des différences clés

Mots-clés: acide, constante de dissociation acide, déprotonation, pH, polarité, proton, acide fort, acide faible

Qu'est-ce qu'un acide fort?

Les acides forts sont des molécules qui se dissocient complètement en leurs ions quand il est dans l'eau. En d'autres termes, les acides libèrent H+ ions dans la solution par leur ionisation complète. La force d'un acide est caractérisée par leur constante de dissociation acide valeurs (Kune). Normalement, les acides forts ont un très grand Kune valeur. 

Plus l'acide est fort, plus il perd de protons. Ces protons sont facilement libérés en raison de la forte polarité de la liaison entre l'atome de H et le reste de la molécule. Ce polarité est déterminé par l’électronégativité de deux atomes impliqués dans cette liaison. le déprotonation (élimination d'un proton) d'un acide fort dépend de la polarité et de la taille de l'anion auquel le proton est attaché.

Par exemple, si un acide nommé H-A est pris en compte, la dissociation de l'acide HA peut être donnée comme suit:,

HA(aq)        +       H2O(l)         à A-(aq)          +       H3O+(aq)

Mais si la molécule d'acide a plus d'un proton qui peut être libéré, cela peut être montré comme ci-dessous. L'exemple ci-dessous montre la dissociation d'un acide diprotique. Cela signifie qu'il peut libérer deux protons.

H2B(aq)       +      H2O(l)        un B2-(aq)              +      H3O+(aq)

D'autre part, le pH de la solution est fortement influencé par les acides forts car ceux-ci libèrent des ions H + dans la solution. Le pH dépend de la concentration en H +. La relation entre la concentration en H + et le pH peut être donnée comme suit.

pH = -log [H+(aq)]

Si l'acide est un acide fort, la valeur du pH est très faible. Par exemple, si un acide monoprotique fort est dans l’eau à 0,1 molL-1 concentration, le pH de la solution serait,

pH = -log [H+(aq)]

pH = -log [0,1 molL-1  ]

= 1

Exemples d'acides forts

  • Acide chlorhydrique (HCl)
  • Acide nitrique (HNO3)
  • Acide sulfurique (H2ALORS4)
  • Acide bromhydrique (HBr)
  • Acide iodhydrique (HI)
  • Acide perchlorique (HClO4)
  • Acide Chlorique (HClO3)

Qu'est-ce qu'un acide faible?

Les acides faibles sont des molécules qui se dissocient partiellement en ions dans des solutions aqueuses. Les acides faibles ne libèrent pas tout le H+ ions à la solution. La constante de dissociation acide (Kune) est une valeur inférieure à celle des acides forts. Le pH de la solution est d'environ 3-5. En effet, l'acide faible n'augmente pas la concentration en H + d'une solution, contrairement à l'acide fort. Dans un système d'acide faible dans l'eau, il y a des ions H +, un anion de la molécule et la molécule d'acide faible présents dans la solution.

Par exemple, la dissociation de l'acide éthanoïque peut être illustrée ci-dessous.

Figure 1: Dissociation de l'acide éthanoïque

Lors de l'écriture de la dissociation des acides faibles, il convient d'utiliser des doubles flèches au lieu d'une seule flèche. Ceci est pour montrer que la réaction est une réaction d'équilibre.

Exemples d'acides faibles

  • Acide sulfureux (H2ALORS3)
  • Acide phosphorique (H3PO4)
  • Acide fluorhydrique (HF)
  • Acide nitreux (HNO2)
  • Acide benzoïque (C6H5COOH)
  • Acide formique (HCOOH)
  • Acide acétique (CH3COOH)

Différence entre les acides forts et faibles

Définition

Acide fort: Les acides forts sont des molécules qui se dissocient complètement en leurs ions quand il est dans l'eau.

Acide faible: Les acides faibles sont des molécules qui se dissocient partiellement en ions dans une solution aqueuse.

pH

Acide fort: Le pH d'une solution d'acide fort est très bas (environ pH = 1).

Acide faible: Le pH d'une solution d'acide faible est d'environ 3-5.

Constante de dissociation acide

Acide fort: La constante de dissociation acide Kune est une valeur plus élevée pour les acides forts.

Acide faible: La constante de dissociation acide Kune est une valeur inférieure pour les acides forts.

Quantité d'ions H + libérés

Acide fort: Les acides forts libèrent tout le H+ les ions qu'il peut libérer à la solution.

Acide faible: Les acides faibles ne libèrent pas tout le H+ des ions.

Conclusion

La force d'un acide est déterminée par la polarité et les tailles atomiques de la molécule d'acide. Selon la manière dont les molécules d'acide se dissocient dans l'eau, il existe deux types d'acides: les acides forts et les acides faibles. La principale différence entre les acides forts et les acides faibles réside dans le fait que les acides forts se dissocient complètement dans les solutions aqueuses, tandis que les acides faibles se dissocient partiellement dans les solutions aqueuses..

Références:

1. "Acides forts et faibles." Acides forts et faibles. N.p., n.d. Web. Disponible ici. 26 juin 2017. 
2.Helmenstine, Anne Marie. «Qu'est-ce qui détermine la résistance d'un acide ou d'une base?» ThoughtCo. N.p., n.d. Web. Disponible ici. 26 juin 2017. 
3. «Acides et alcalis». GCSE CHEMISTRY - Quelle est la différence entre les acides forts et les acides faibles? - GCSE SCIENCE. N.p., n.d. Web. Disponible ici. 26 juin 2017. 

Courtoisie d'image:

1. “Acetic-acid-dissociation-2D” de Ben Mills - Travail personnel (domaine public) via Commons Wikimedia

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