Acide et bases faibles - Hélène et Thierry Bianco

Etude des monoacides faibles et monobases faibles :
Cas des acides :
Soit une solution d’un monoacide faible AH (par exemple HNO2) de concentration apportée c. Un acide
faible est un acide qui ne réagit pas sur l’eau par une réaction totale.
Nous avons deux réactions au sein du milieu réactionnel :
[ A− ][ H 3O + ]
[ AH ]
réaction 1:
AH + H2O = A- + H3O+
K1 = Ka =
réaction 2:
2H2O = H3O+ + OH-
K2 = Ke = [H3O+][HO-] = 10-14
On fait l'hypothèse suivante : l'autoprotolyse de l'eau (réaction 2) est négligeable. C’est le principe de la
réaction prépondérante. K1 >> K2 (hypothèse valable dans presque tous les cas)
Un tableau d’avancement nous permet alors de déterminer les concentrations de chaque espèce chimique
en solution :
Tableau d’avancement :
A-
H3O+
excès
0
0
excès
x
x
AH
H2O
État initial
c
État final
c-x
=
x : avancement molaire volumique de la réaction
Ka =
[ A− ][ H 3O + ]
x²
=
c−x
[ AH ]
La résolution de cette équation du second degré nous fournit x et donc les concentrations de chaque
espèces en solution.
pH = -log[H3O+] = - log x
Attention : Il faut vérifier l’hypothèse de départ et bien examiner si [OH-] << [H3O+]
Si l’acide AH est très faible, sa dissociation est limitée alors c >> x et Ka =
Soit pH = - log [H3O+] = - log x = - log
x²
c
Ka
1
k
1
= − log a = (log K a − log c)
c
2
c 2
D’où pH =
1
( pK e − log c)
2
Attention : il faudra vérifier les deux hypothèses : [OH-] << [H3O+] et [A-] << [AH] en déterminant leur
concentration avant de valider le résultat.
Exemples d’acide faible : les acides carboxyliques RCOOH, NH 4+ …
Cas des bases faibles :
Soit une solution d’une monobase faible A- de concentration apportée c. Une base faible est une base qui
ne réagit pas sur l’eau par une réaction totale.
Nous avons deux réactions au sein du milieu réactionnel :
-
-
réaction 1:
A + H2O = AH + HO
réaction 2:
2H2O = H3O+ + OH-
[ AH ][ HO − ]
K1 = Kb =
[ A− ]
k2 = Ke = [H3O+][HO-] = 10-14
On fait l'hypothèse suivante : l'autoprotolyse de l'eau (réaction 2) est négligeable car K1 >> K2
Un tableau d’avancement nous permet de déterminer les concentrations de chaque espèce chimique en
solution :
Tableau d’avancement :
A-
H2O
AH
HO-
État initial
c
excès
0
0
État final
c-x
excès
x
x
x : avancement molaire volumique de la réaction
Kb =
[ AH ][ HO − ]
x²
=
−
c−x
[A ]
La résolution de cette équation du second degré nous fournit x soit [HO-] et donc les concentrations de
chaque espèces en solution.
pH = -log[H3O+] = - log
Ke
x
Attention : Il faut vérifier l’hypothèse de départ et bien examiner si [H3O+] << [OH-]
Si l’acide A- est très faible, sa dissociation est limitée alors c >> x et Kb =
x²
c
Soit pH = - log [H3O+] = - log
Ke
= - log
x
Ke
K bc
Or ke = kakb donc pH = − log
K e2
K2
K2
K K
1
1
1
1
= − log e = − log e = − log e a = − (log K e K a − log c)
K ec
Kbc
2
Kbc
2
2
c
é
Ka
1
D’où pH = ( pK e + pK a + log c)
2
Attention : il faudra vérifier les deux hypothèses : [OH-] >> [H3O+] et [A-] >> [AH] en déterminant leur
concentration avant de valider le résultat.
Exemple d’acide faibles : CH3COO- ; NH 3