Acide faible

Lorsqu'un acide faible AH est mis en présence d'eau, la réaction suivante a lieu :

${\displaystyle {\rm {AH+H_{2}O\rightleftharpoons A^{-}+H_{3}O^{+}}}}$.

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 pK_a est supérieur à −1,74 à 25 °C (pK_a du cation hydronium H₃O⁺). Pour un pK_a supérieur à 14, on dit qu'il est indifférent. Un acide est d'autant plus faible que son pK_a est élevé. Sa base conjuguée est donc d'autant plus forte et moins stable que ce même pK_a est élevé.

• 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).

• Acide fort