Acides/Bases

Table des matières

1. INTRODUCTION
2. Dissociation de l'eau et pH
3. Concept d'acide et de base
   1. pH des solutions d'acides forts et bases fortes
   2. Dissociation des acides faibles
   3. Exercice
   4. Coefficient de dissociation des acides faibles
   5. Exercice
   6. pH des solutions d'acides faibles
   7. Dissociation des bases faibles
   8. pH des solutions de bases faibles
   9. Exercice
4. Acides polyprotiques et bases polyvalentes
5. Hydrolyse des sels
6. Résumé du calcul du pH

pH des solutions d'acides faibles

Dans le cas des acides faiblesmonoprotiques, nous devons satisfaire simultanément à deux conditions d'équilibre : l'équilibre de dissociation de l'eau (équilibre (1), équation (2)) et l'équilibre de dissociation de l'acide faible (équilibre (6), équation (7)). Ces deux équations contiennent 4 inconnues, [H⁺], [OH^-], [HA] et [A^-] et il faudra donc 4 équations pour résoudre ce système. Outre les équations (2) et (7), nous appliquerons le principe de conservation de la concentration, C_a = [HA] + [A^-] et le principe d'électroneutralité, [H⁺] = [OH^-] + [A^-].

De manière simplifiée, on peut aussi utiliser l'équation (7) pour extraire la concentration [H⁺]. En considérant que [OH^-] est faible, [H⁺] ≃ [A^-], et C_a ≃ [HA], on obtient, en utilisant la définition du pK_a (équation (8)) :

On voit donc que la dilution d'un facteur 10 d'une solution d'un acide faible monoprotique fait monter le pH d'une demi-unité, alors que pour un acide fort il montait d'une unité. Ceci est la conséquence du déplacement de l'équilibre vers la droite, donc de l'augmentation du coefficient de dissociation évoquée à la page précédente, ce qui compense partiellement l'effet de la baisse de concentration.