CHIMIE

© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
COURS
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Par la suite, nous noterons :
Équilibres acido-basiques
h = [H3O + ]etw= [HO – ]
(*) Une base est dite forte dans l’eau si le
pK A du couple auquel elle appartient est
supérieur à pK e , soit à 25 °C :
pK A > 14,0
Les ions alcoolates (CH 3O – , C 2H 5O – ,
…) l’ion amidure NH 2 – , l’ion hydrure H – ,
les organomagnésiens R-Mg-X, sont des
exemples de monobases fortes.
L’hydroxyde de sodium NaOH (s) ou
soude, et l’hydroxyde de potassium
KOH (s) ou potasse, qui se dissolvent
dans l’eau en libérant des ions hydroxyde
HO – sont aussi des base fortes.
(**) Un acide est dit faible dans l’eau si
le pKA du couple auquel il appartient est
positif :
pKA > 0
Lorsque pKA > pKe , l’acide est dit indifférent
dans l’eau. Nous limiterons notre
étude au cas où 0 < pKA < pKe .
Cette relation, indépendante de la nature du monoacide fort, est valable :
– si pH 6,5, soit ici c 3,2 . 10 –7 mol . L –1 (cf. § 4.1.2.) pour que l’autoprotolyse
de l’eau puisse être négligée ;
– si la solution est suffisamment diluée (c 5,0 . 10 –2 mol . L –1 ) pour que l’on
puisse écrire pH = – log (a(H 3O + )) ≈ – log ([H 3O + ] / c 0 ) (cf. § 3.3.).
Pour une solution de monoacide de concentration apportée c :
pH = – log c = pc
4.2.2. pH d’une solution de base forte dans l’eau
Soit une solution d’une base forte, par exemple d’hydroxyde de sodium (*) ou soude.
Cette solution de volume V a été obtenue par dissolution d’une quantité n d’hydroxyde
de sodium solide NaOH ; la concentration apportée en hydroxyde de
sodium est égale à c telle que : c =
Lors de la mise en solution, NaOH se dissocie totalement dans l’eau selon la
réaction d’équation :
NaOH (s) c eau Na + (aq) + HO – (aq)
Cette réaction est totale, aussi l’avancement volumique final est-il égal à l’avancement
volumique maximal, d’où :
[HO – ] = [Na + ] = w = c et pOH = – log c
or d’après la relation (16.5) : pH = pK e – pOH
soit pH = pKe + log c = pKe – pc
(16.17)
Cette relation, indépendante de la nature de la monobase forte, est valable :
– si pH 7,5, soit ici c 3,2 . 10 –7 mol . L –1 (cf. § 4.1.2) pour que l’autoprotolyse
de l’eau puisse être négligée ;
– si la solution est suffisamment diluée (c 5,0 . 10 –2 mol . L –1 ) pour que le
produit ionique de l’eau puisse s’écrire :
Ke = (a(H3O + )) . (a(HO – [H3O )) =
+ ] . [HO – ]
(C0 ) 2
Pour une solution de monobase de concentration apportée c :
pH = pK e + log c soit pH = pK e – pc
4.3 pH de solutions de monoacide faible
ou de monobase faible
4.3.1. Solution de monoacide faible
Soit une solution d’un monoacide faible HA (**) (par exemple l’acide nitreux HNO 2)
de concentration apportée c .La solution est le siège de deux réactions d’équations :
HA + H 2O = H 3O + + A – (1)
Cette solution est acide, soit à 25 °C : pH < 7.
Pour s’entraîner : ex. 10 et 11
2 H 2O = H 3O + + HO – (2)