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1. Réaction acide faible-base forte
1.1. exemple : réaction de l’acide éthanoïque avec l’hydroxyde de sodium
On dispose de 100 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration Ca = 1,0.10-2 mol.L-1 et de pH = 3,4. On y
ajoute 1 mL de solution d’hydroxyde de sodium de concentration Cb = 0,2 mol.L-1. Après mélange des deux solutions
et homogénéisation le pH = 4,2.
Equations-bilans
CH3COOH(aq) + H2O
CH3COO -(aq) + H3O+(aq)
NaOH
2H2O
HO -(aq) + H3O+(aq)
Inventaire des espèces chimiques présentes en solution aqueuse : CH3COOH, CH3COO -, HO -, H3O+
et Na+.
Calcul des concentrations
Concentration des ions hydronium : [H3O+] = 10- 4,2 = 6,3 .10-5 mol.L-1
Concentration des ions hydroxyde : [HO-] = 10pH – pKe = 104,2 – 14 = 1,6.10-10 mol.L-1
Concentration des ions sodium : [Na+] =
mol.L-1
Concentration des ions acétate ou ion éthanoate :
Equation d’électroneutralité :
[CH3COO-] + [HO-] = [Na+] + [H3O+] [CH3COO-] [H3O+] + [Na+]= 6,3.10-5 + 1,98.10-3 = 2,043.10-3
mol/L
Concentration des molécules d’acide éthanoïque non dissociés :
Equation de la conservation de la matière :
= [CH3COOH] + [CH3COO-] [CH3COOH]=
- [CH3OO-]
A.N : [CH3COOH] =
- 2,043 .10-3 =7,86 .10-3 mol.L-1
Interpretation
pH = 4,2 les ions OH- introduits sont consommés.
[CH3COOH] diminue et [CH3COO-] augmente donc il y a réaction entre les ions OH- avec les molécules d’acide
éthanoique : CH3COOH + OH-
CH3COO- + H2O
La réaction inverse : CH3COO- + H2O
. Ces deux réactions inverses l’une de l’autre conduisant à l’équilibre
chimique : CH3COOH + OH-
CH3COO- + H2O
La constante de réaction :
La réaction est quasi-totale dans le sens 1 et très limitée dans le sens 2.
1.2. Généralisation
La réaction entre une solution de base forte et une solution d’acide faible AH se traduit par un transfert de
proton de l’acide faible à l’ion hydroxyde.
L’équation-bilan de cette réaction s’écrit : AH + OH-
A- + H2O
1.3. Courbe pH = f(VB)
Tableau des valeurs