Définition et exemples d'électrolytes faibles

Un électrolyte faible est un électrolyte qui ne se dissocie pas complètement en solution aqueuse. La solution contiendra à la fois des ions et des molécules de l'électrolyte. Les électrolytes faibles ne s'ionisent que partiellement dans l'eau (généralement 1% à 10%), tandis que les électrolytes forts s'ionisent complètement (100%). 

Exemples d'électrolytes faibles

HC₂H₃O₂ (acide acétique), H₂CO₃ (acide carbonique), NH₃ (ammoniaque) et H₃PO₄ (acide phosphorique) sont tous des exemples d'électrolytes faibles. Les acides faibles et les bases faibles sont des électrolytes faibles. En revanche, les acides forts, les bases fortes et les sels sont des électrolytes puissants. Notez qu'un sel peut avoir une faible solubilité dans l'eau, tout en restant un électrolyte puissant car la quantité qui se dissout s'ionise complètement dans l'eau.

L'acide acétique comme électrolyte faible

La dissolution ou non d'une substance dans l'eau n'est pas le facteur déterminant de sa force en tant qu'électrolyte. En d'autres termes, dissociation et dissolution ne sont pas les mêmes choses.

Par exemple, l'acide acétique (l'acide présent dans le vinaigre) est extrêmement soluble dans l'eau. Cependant, la plupart de l'acide acétique reste intact comme sa molécule d'origine plutôt que sa forme ionisée, l'éthanoate (CH₃ROUCOULER^-). Une réaction d'équilibre joue un rôle important à cet égard. L'acide acétique se dissout dans l'eau et s'ionise en éthanoate et en ion hydronium, mais la position d'équilibre est à gauche (les réactifs sont privilégiés). En d'autres termes, lorsque l'éthanoate et l'hydronium se forment, ils retournent facilement à l'acide acétique et à l'eau:

CH₃COOH + H₂O ⇆ CH₃ROUCOULER^- + H₃O⁺

La petite quantité de produit (éthanoate) fait de l'acide acétique un électrolyte faible plutôt qu'un électrolyte fort.