Acides/Bases

Table des matières

1. INTRODUCTION
2. Dissociation de l'eau et pH
3. Concept d'acide et de base
4. Acides polyprotiques et bases polyvalentes
5. Hydrolyse des sels
   1. Sels d'acides faibles monoprotiques et de base forte
   2. Sels de bases faibles monovalentes et d'acide fort
   3. Sels d'acides faibles biprotiques
   4. Sels d'acides faibles triprotiques
   5. Exercices
6. Résumé du calcul du pH

Sels d'acides faibles monoprotiques et de base forte

Ces sels se dissocient totalement suivant l'expression générale :

Pour les sels sodiques, B⁺ sera l'ion Na⁺ présent à la concentration C_sel de la solution. La nature de l'anion A^- dépend de l'acide faible dont dérive le sel : pour les sels dérivés de l'acide nitreux (ou nitrite d'hydrogène), A^- est l'ion nitrite NO₂^- ; pour les sels dérivés de l'acide acétique (ou éthanoïque), A^- est l'ion acétate (ou éthanoate) CH₃-COO^- ; pour les sels dérivés de l'acide formique (ou méthanoïque), A^- est l'ion formate (ou formiate, ou méthanoate) HCOO^-.

Les ions A^- captent une petite quantité d'ions H⁺ provenant de l'équilibre de dissociation de l'eau ((1) p.B) ce qui déplace cet équilibre vers la droite. Il se forme donc des ions hydroxyle OH^- ; le milieu devient légèrement basique. On peut représenter cette réaction d'hydrolyse du sel par l'équation globale :

La relation (7) p.C2 caractérisant l'équilibre (6) p.C2 peut être résolue en considérant que [A^-] ≃ C_sel et [HA] ≃ [OH^-], ce qui fournit :

Exemple : pour une solution à 0,1 mol/L d'acétate de sodium (pK_a = 4,75 pour l'acide acétique) pH = 7 + 1/2 (4,75 + log 0,1) = 8,87.