5.4 : Position d'équilibre dans les réactions acide-base

Dans toute solution, la valeur de pK_a indique si un acide est complètement dissocié ou non. Un pK_a négatif correspond à un acide plus fort, tandis qu'un pK_a positif correspond à un acide plus faible. Considérons la réaction entre l’ammoniac et un ion éthoxyde. Dans cette réaction, l'éthanol avec un pK_a de 15,9 est un acide plus fort que l'ammoniac avec un pK_a de 38. Rappelons que l'acide fort forme une base conjuguée faible et qu'un acide faible forme une base conjuguée forte. Par conséquent, l’ion éthoxyde est une base faible.

Figure 1. Réaction acide-base entre l'ammoniac et un ion éthoxyde

Dans une réaction acide-base contrôlée par l’équilibre, la position d’équilibre favorise toujours la formation de l’acide le plus faible et de la base la plus faible. En effet, l’acide le plus faible et la base la plus faible sont les espèces les plus stables en raison de leurs énergies potentielles plus faibles. Par conséquent, dans cette réaction, l’équilibre favorise la formation de l’ion éthoxyde et de l’ammoniac.

De plus, la position de l'équilibre peut également être identifiée à l'aide de la constante d'équilibre calculée à partir des valeurs de pK_a . Pour une réaction acide-base, la constante d'équilibre, K_eq, peut être calculée en soustrayant la valeur pK_a de l'acide du côté gauche de la valeur pK_a de l'acide du côté droit, puis en prenant l'antilog du résultat. En fonction de la valeur de la constante d'équilibre, la position de l'équilibre est déterminée. Lorsque la valeur de K_eq est supérieure à 1, la position d’équilibre se situe loin du côté produit. D’un autre côté, avec une constante d’équilibre inférieure à 1, l’équilibre se situe loin du côté des réactifs.