Un acide est un donneur d`ion H+ - Univ

Acides et bases
Pré-requis :
- définition du pH
- utilisation du produit ionique de l’eau
- pH d’une solution neutre, d’une solution acide , d’une solution basique
- calcul de pH d’une solution d’acide fort
- calcul de pH d’une solution de base forte
I Définitions
1. Acide et base
Un acide est un donneur d’ion H+
Une base est un accepteur d’ion H+
Si on nomme AH un acide, le comportement acide de AH s’écrit :
AH  A- + H+
Dans cette équation bilan, AH perd un atome d’hydrogène et une charge positive. Il donne
donc une entité négative.
Si on nomme B une base, le comportement basique de B s’écrit :
B + H+  BH+
Si on examine l’équation-bilan :
AH  A- + H+
Cette réaction peut être inversée :
A- + H+  AH
On voit ainsi que A- est une espèce qui peut capter H+ pour donner AH, A- est donc une base.
A- est la base qui correspond à l’acide AH on dit que c’est la base conjuguée de AH.
AH et A- constituent un couple acide-base conjugués noté (AH / A-). Dans l’écriture du
couple, on place toujours la forme acide à gauche et la forme basique à droite.
On peut écrire ceci sous la forme suivante (schéma formel):
AH
A- + H+
De la même façon, on a le couple (BH+/B)
Application :
1) Quelle est la base conjuguée des acides suivants : HNO2, H2PO4-,NH4+ ?
2) Quel est l’acide conjugué des bases suivantes : NH3 , NO3-, CO32- ?
Solution :
1) HNO2  H+ + NO2H2PO4-  H+ + HPO42-
1
NH4+  H+ + NH3
2) NH3 + H+  NH4+
NO3- + H+  HNO3
CO32- + H+  HCO3Remarque :
L’eau est une espèce particulière qui peut avoir des propriétés acides ou basiques.
Quand l’eau a des propriétés acides : H2O  H+ + OH- . Il s’agit alors du couple (H2O/OH).
Quand l’eau a des propriétés basiques, H2O + H+  H3O+ . il s’agit alors du couple
(H3O+/H2O).
Une espèce qui peut être un acide et une base est une espèce amphotère.
2. Réaction acido-basique
Un comportement acide ou un comportement basique ne peut se manifester seul : un ion H+
ne pourra exister en solution. Par contre un acide en présence d’une base pourra céder un ion
H+ qui sera immédiatement capté par la base.
Une réaction acido-basique est une réaction d’échange de H+ entre l’acide d’un couple et
la base d’un autre couple.
Par exemple, si on fait réagir l’acide AH sur la base B : cela revient à additionner les deux
équations suivantes :
AH  A- + H+
B + H+  BH+
AH + B 
A-
+ BH+
Les ions H+ n’interviennent plus dans l’équation-bilan.
Application :
Ecrire les réactions acido-basiques lorsque l’on met en présence :
- l’ammoniac(NH3) et le chlorure d’hydrogène (HCl)
- l’ammoniaque et l’eau
- l’ion ammonium et l’eau
- l’acide éthanoïque(CH3COOH) et l’ammoniaque
Solution :
Avant d’écrire les réactions acide-base, il faut identifier l’espèce acide et l’espèce basique.
- l’ammoniac(NH3) et le chlorure d’hydrogène (HCl)
Vous devez connaître la formule de l’ammoniac et savoir que c’est une base. Par conséquent,
le chlorure d’hydrogène est la molécule acide :
NH3 + H+  NH4+
HCl  H+ + ClBilan : NH3 + HCl  NH4+ + ClVous pouvez voir cette réaction dans la vidéo suivante :
http://www.uel.education.fr/consultation/reference/chimie/solutaque/observer/chapitre4/titre1
det.htm
-
l’ammoniaque et l’eau
2
On vient de voir que l’ammoniaque est une base, l’eau doit donc intervenir ici en tant
qu’acide :
NH3 + H+  NH4+
H2O  H+ + OHBilan :
H2O + NH3  NH4+ + OH- l’ion ammonium et l’eau
l’ion ammonium NH4+ est une espèce chargée positivement et possédant beaucoup
d’hydrogène, on peut donc prévoir qu’elle aura des propriétés acides :
NH4+  H+ + NH3
L’eau qui est face à un acide va donc utiliser ses propriétés basiques :
H2O + H+  H3O+
Bilan :
H2O + NH4+  H3O+ + NH3
- l’acide éthanoïque(CH3COOH) et l’ammoniaque
L’acide : CH3COOH  H+ + CH3COOLa base : NH3 + H+  NH4+
Bilan : NH3 + CH3COOH  NH4+ + CH3COOAvec un peu de pratique, on pourra directement écrire le bilan.
Remarque :
On a vu que l’eau pouvait avoir des propriétés acides ou basiques. Par conséquent, on peut
avoir réaction entre l’eau acide et l’eau base :
H2O  H+ + OHH2O + H+  H3O+
Bilan : 2 H2O  H3O+ + OHC’est la réaction d’auto-protolyse de l’eau que l’on a déjà rencontrée. Cette réaction a toujours
lieu dans n’importe quelle solution aqueuse.
II Classification des couples acide-base
1. Réaction totale, réaction équilibrée
Dans une réaction totale, les réactifs continuent de réagir tant que un des réactifs, le réactif
limitant n’a pas été totalement consommé. A la fin de la réaction, il n’y a plus de réactions au
niveau microscopique.
Lorsque la réaction est totale, les réactifs et produits sont séparés dans l’équation-bilan par
une simple flèche.
Toutes les réactions chimiques ne sont pas totales.
La réaction de la synthèse de l’ammoniac est par exemple une réaction réversible :
Des molécules de diazote et de dihydrogène réagissent pour donner des molécules
d’ammoniac (N2+ 3 H2 2 NH3), mais dans le même temps les molécules d’ammoniac
formées réagissent pour donner la réaction inverse, la décomposition de l’ammoniac en
diazote et dihydrogène (2 NH3  N2 + 3 H2).
3
Puisque les deux réactions inverses se produisent simultanément dans le milieu réactionnel,
on fait figurer une double flèche dans l’équation-bilan:
N2
+
3 H2
2 NH3
On appellera réaction 1 la réaction de la gauche vers la droite et réaction 2 la réaction inverse
de la droite vers la gauche.
A
+
B
C
+
D
Si l’on part d’un mélange initial de réactifs A et B : au départ la réaction 1 l’emporte sur la
réaction inverse 2 car les quantités de matière des espèces A et B sont plus grandes que les
quantités de matière des espèces C et D. Ainsi les quantités de matière de A et B vont
diminuer et celles de C et D vont augmenter. La vitesse de la réaction 1 va donc diminuer
tandis que celle de la réaction 2 va augmenter.
A un certain moment les vitesses des réactions 1 et 2 deviennent égales : on forme par unité
de temps autant de C et D par la réaction 1 qu’on en détruit par la réaction 2. Les quantités de
matière de C et de D restent donc constantes au cours du temps ( et c’est la même chose pour
A et B). C’est pour cette raison qu’on parle d’équilibre chimique (au niveau macroscopique
on peut penser que plus rien n’évolue puisque la quantité de matière de chacun des
participants reste constante).
Bien évidemment au niveau microscopique les réactions 1 et 2 continuent à se produire
lorsque les réactifs correspondants se rencontrent dans le milieu réactionnel. L’ « équilibre »
ne concerne que le bilan macroscopique. Lorsque l’on a atteint l’équilibre chimique, les
quantités de matière des réactifs et des produits n’évoluent plus.
2. Constante d’équilibre
Pour savoir si une réaction chimique est totale ou équilibrée, il faut connaître une constante
appelée constante d’équilibre qui caractérise la réaction étudiée.
Cette constante est notée K et est sans unité.
Si on étudie l’équation-bilan :
2 A + B = 3C +D
La constante K va s’exprimer de cette façon :
3

C  .D
K=
2
A .B 
Vous remarquez que :
- au numérateur : produit des concentrations des produits de la réaction
- au dénominateur : produit des concentrations des réactifs de la réaction
- les puissances correspondent aux coefficients stoechiométriques
 
Attention : les concentrations dans l’expression de K sont les concentrations des espèces à
l’équilibre. Ce ne sont pas les concentrations initiales .
Par contre si un des produits ou des réactifs est le solvant, l’eau la plupart des cas, au lieu de
faire intervenir la concentration de l’eau, on prendra une contribution du solvant égale à 1.
Par exemple :
Réaction de l’acide acétique avec l’eau :
CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
CH 3COO  . H 3O 
K=
CH 3COOH .1



4
La constante d’équilibre K dépend de la réaction écrite et de la température.
Dans la plupart des cas, il faut retenir que
- si K est supérieur à 103, la réaction pourra être considérée comme totale
- si K est inférieur à 10-3, la réaction se fera très peu, on dira qu’elle est très peu
avancée c’est à dire que l’on obtiendra quasiment pas de produits de la réaction.
3. Constante d’acidité
Un acide AH introduit dans l’eau réagit avec l’eau. On aboutit à l’équilibre chimique suivant :
AH + H2O
A- + H3O+
Dans cette réaction l’eau joue le rôle d’accepteur de H+ donc de base.
La constante d’équilibre de cette réaction est notée KA
[A- ][H3O]
KA 
[AH]
KA est la constante d’acidité de l’acide AH . Sa valeur ne dépend que de la température.
Si on a un couple Acide-base que l’on note (Acide /base), la constante d’acidité de ce couple
s’écrit toujours
[base][H 3 O  ]
KA 
[acide]
Application :
Exprimer la constante d’acidité des couples suivants
- (CH3COOH/ CH3COO-)
- (NH4+/NH3)
Solution :
-
-
-
Ka(CH3COOH/ CH3COO ) =
+
Ka(NH4 /NH3) =
[CH 3 COO ][H 3 O  ]
[CH 3 COOH]
[NH 3 ][H 3 O  ]
[NH 4 ]
On parle parfois d’une autre grandeur, le pKa : pKA = - log KA
Le pKa d’un couple acide-base est donné dans des tables.
En reprenant la définition de KA on trouve :
[A  ]
logK A  log
 log[H 3 O  ]
[AH]
d’où
[A  ]
pH  pK A  log
[AH]
Déterminons les valeurs des pKA des couples de l’eau (H3O+ / H2O) et (H2O / OH-)
5
-
Couple (H3O+ / H2O).
Ecrivons la réaction de l’acide du couple avec l’eau :
H3O+ + H2O → H2O + H3O+
1. H 3 O 
La constante d’acidité de ce couple est K A 
donc KA = 1,
H 3 O  .1
le pKA correspondant vaut 0.

-



Couple (H2O / OH-)
Réaction de l’acide du couple avec l’eau :
H2O + H2O → H3O+ + OHLa constante d’acidité de ce couple est égale au produit ionique de l’eau : KA = KE
pKA = pKE = 14 à 25°C
4. Classement des acides et des bases
Vous pouvez trouvez la table des KA et pKA de différents couples acide base les plus courants
Constantes d’acidité de quelques couples acide / base à 25°C
Couple acide / base
ion hydrogénosulfure / ion sulfure
ion hydrogénophosphate / ion phosphate
ion diméthylammonium / diméthylamine
ion méthylammonium / méthylamine
ion hydrogénocarbonate / ion carbonate
phénol / ion phénolate
ion triméthylammonium / triméthylamine
ion ammonium / ammoniac
acide borique / ion borate
acide hypochloreux / ion hypochlorite
ion
dihydrogénophosphate
/
ion
hydrogénophosphate
ion hydrogénosulfite / ion sulfite
ion hydrogénosulfure / sulfure de
dihydrogène
dioxyde
de
carbone
/
ion
hydrogénocarbonate
acide propanoïque / ion propanoate
acide acétique / ion acétate
ion anilinium / aniline
acide benzoïque / ion benzoate
acide ascorbique / ion ascorbate
acide formique / ion formiate
acide
acétylsalicylique
/
ion
acétylsalicylate
acide nitreux / ion nitrite
acide fluorhydrique / ion fluorure
acide
phosphorique
/
ion
Formules
HS- / S2HPO42- / PO43(CH3)2NH2+ / (CH3)2NH
CH3NH3+ / CH3NH2
HCO3- / CO32C6H5OH / C6H5O(CH3)3NH+ / (CH3)3N
NH4+ / NH3
H3BO3 / H2BO3HClO / ClOH2PO4- / HPO42-
pKA
13,0
12,4
11,0
10,7
10,3
10,0
9,90
9,20
9,20
7,30
7,20
KA
1,0.10-13
4,0.10-13
1,0.10-11
2,0.10-11
5,0.10-11
1,0.10-10
1,3.10-10
6,3.10-10
6,3.10-10
5,0.10-8
6,3.10-8
HSO3- / SO32H2S / HS-
7,20 6,3.10-8
7,0 1,0.10-7
CO2 / HCO3-
6,35 4,5.10-7
C2H5COOH / C2H5COOCH3COOH / CH3COOC6H5NH3+ / C6H5NH2
C6H5COOH / C6H5COOC6H8O6 / C6H7O6HCOOH / HCOOC8H7O2COOH / C8H7O2COO-
4,87
4,75
4,62
4,20
4,05
3,75
3,50
HNO2 / NO2HF / FH3PO4 / H2PO4-
3,30 5,0.10-4
3,17 6,8.10-4
2,10 7,6.10-3
1,3.10-5
1,8.10-5
2,4.10-5
6,3.10-5
8,9.10-5
1,8.10-4
3,2.10-4
6
dihydrogénophosphate
dioxyde de soufre / ion hydrogénosulfite
SO2 / HSO3-
1,76 1,7.10-2
On s’appuie sur les valeurs des ces grandeurs pour classer les couples acide-base entre eux.
Plus l’acide est fort, plus la réaction : AH + H2O →
détriment de la réaction inverse.
A- + H3O+ se fait facilement, au
Par conséquent, un acide est d’autant plus fort que sa constante d’acidité KA est plus
grande donc son pKA plus petit.
Par définition un acide fort est un acide plus fort que H3O+. Comme le couple
(H3O+/H2O) a un pKa égal à 0, un acide fort aura un pKa négatif.
Par définition, un acide faible est un acide moins fort que H 3O+. Comme le couple
(H3O+/H2O) a un pKa égal à 0, un acide faible aura un pKa positif.
De la même façon, plus une base est forte plus le Ka du couple est faible donc plus son pKa
est grand.
Une base est donc d’autant plus forte que son acide conjugué est plus faible.
On dira qu’une base est forte si cette base est plus forte que OH- . Comme le couple
(H2O/OH-) a un pKa de 14, une base forte aura un pKa supérieur à 14.
On dira qu’une base est faible si cette base est moins forte que OH- . Comme le couple
(H2O/OH-) a un pKa de 14, une base faible aura un pKa inférieur à 14.
Un acide plus fort que H3O+ est totalement dissocié en solution aqueuse diluée (ex : HCl) :
l’acide le plus fort qui puisse exister sous sa forme acide en solution aqueuse diluée est
donc H3O+
Une base plus forte que OH- (ex : NH2-) est totalement dissociée en solution aqueuse diluée :
la base la plus forte qui puisse exister sous sa forme basique en solution aqueuse diluée
est donc OHL’ion chlorure Cl- est la base conjuguée de l’acide fort HCl : Cl- ne réagit pas avec l’eau, c’est
une base extrêmement faible : on dit que c’est une base indifférente dans l’eau.
L’ion éthanolate CH3CH2O- est une base forte dans l’eau, son acide conjugué, l’éthanol :
CH3CH2OH est un acide trop faible pour réagir avec l’eau : on dit que c’est un acide
indifférent.
En bref :
L’acide conjugué d’une base forte est un acide indifférent, la base conjuguée d’un acide
fort est une base indifférente, l’acide conjugué d’une base faible est un acide faible.
7
Tableau récapitulatif :
pKA
Bases fortes
Acides indifférents
OH-
14
H2O
Force
croissante
de la base
Bases faibles
Acides faibles
H2O
Force
croissante
de l’acide
0
H3O+
Bases indifférentes
Acides forts
KA
Lorsqu’un acide est fort, sa réaction avec l’eau sera totale.
Par contre, un acide faible réagira partiellement avec l’eau.
Lorsqu’une base est forte, sa réaction avec l’eau est totale.
Par contre, une base faible réagira partiellement avec l’eau.
Quelques exemples à connaître :
Acides forts :
 Acide nitrique HNO3. La base conjuguée indifférente est l’ion nitrate NO3Acide chlorhydrique HCl. La base conjuguée indifférente est l’ion chlorure ClAcide sulfurique H2SO4. C’est un diacide fort :
H2SO4 + 2 H2O → SO42- + 2 H3O+
(SO42- est l’ion sulfate)
Bases fortes :
Ion éthanolate CH3CH2O-, base conjuguée de l’éthanol :
CH3CH2O- + H2O → CH3CH2OH + OH-
8
Polyacides :
 Dioxyde de carbone dissous (CO2 + H2O), diacide
(CO2 + H2O) + H2O → HCO3- + H3O+
HCO3- + H2O → CO32- + H3O+
 Acide phosphorique H3PO4, triacide
Sulfure d’hydrogène H2S, diacide
Application :
1. Classer par acidité croissante l’acide formique (HCOOH / HCOO-, pKA = 3,8) et
l’acide acétique (CH3COOH / CH3COO-, pKA = 4,8)
2. Classer par ordre de basicité croissante HCOO- et CH3COO-.
Solution :
1. Plus un acide est fort, plus son pKa est petit, l’acide formique HCOOH de pKa = 3,8
est donc plus fort que l’acide acétique de pKa = 4,8
2. pour les bases, plus le pKa est élevé, plus la base est forte. La base CH3COO- est par
conséquent plus forte que la base HCOO-.
Application :
On prépare une solution d’acide benzoïque (C6H5COOH) de concentration C1 = 1,0.10-2
mol.L-1 et de pH1 = 3,13 .
Montrer en analysant la valeur du pH de la solution que l’acide benzoïque est un acide faible.
Solution :
Ecrivons la réaction de dissociation de cet acide dans l’eau :
C6H5COOH + H2O = C6H5COO- + H3O+
Effectuons un bilan de matière sur cette réaction :
C6H5COOH + H2O = C6H5COO- + H3O+
-1
Etat initial (mol.L )
1.10-2
excés
0
0
Pour déterminer l’état final, on utilise la valeur du pH obtenu.
pH = 3,13 donc [H3O+] = 10-3,13 = 0,74.10-2 mol.L-1
Si la réaction écrite avait été totale, le réactif limitant, l’acide benzoïque aurait totalement
réagi et on aurait obtenu 1.10-2 mol.L-1 d’ions H3O+. Or, on n’en obtient que 0,74.10-2 mol.L-1.
On peut ainsi dire que cette réaction ne se fait pas totalement : elle est équilibrée.
L’acide benzoïque est un acide faible.
On peut compléter le bilan molaire précédent :
C6H5COOH + H2O = C6H5COO- + H3O+
Etat initial (mol.L-1)
1.10-2
excés
0
0
Etat final
0,74.10-2
On obtient, d’après les coefficients stoechiométriques autant de H3O+ que d’ions C6H5COO- :
C6H5COOH + H2O = C6H5COO- + H3O+
-1
Etat initial (mol.L )
1.10-2
excés
0
0
Etat final
0,74.10-2
0,74.10-2
Et, ce qui rest en acide benzoïque est égal à la quantité initiale moins la quantité qui a réagi
(0,74.10-2 mol.L-1)
9
C6H5COOH + H2O = C6H5COO- + H3O+
Etat initial (mol.L )
1.10-2
excés
0
0
-2
-2
-2
Etat final
1.10 - 0,74.10
0,74.10
0,74.10-2
-2
= 0,26.10
-1
5. Diagramme de prédominance
On utilise la relation déjà vu :
[A  ]
pH  pK A  log
[AH]
[A  ]
[A  ]
= 0 donc
= 1 c’est à dire [A-] = [AH], les espèces A- et
[AH]
[AH]
AH sont en concentrations égales,
Pour pH = pKA alors log
[A  ]
> 1 ; la forme basique A- est majoritaire c’est à dire que sa
[AH]
concentration est lus importante que celle de AH.
Pour pH > pKA alors
Pour pH < pKA alors
[A  ]
<1;
[AH]
la forme acide AH est majoritaire
pH
D’où les diagrammes de prédominance :
AH
A-
prédominant
prédominant
A-
ou
pKA
pH
pKA
AH
schéma horizontal
schéma vertical
IV Prévision des réactions acido-basiques
1. Constante d’équilibre d’une réaction acido-basique :
Lorsqu’on mélange une solution d’acide A1 du couple (A1/B1) et une solution de base B2 du
couple (A2/B2) il se produit la réaction chimique d’équation-bilan :
A1 + B2
B1 + A2
A1 cède un H+ et se transforme en B1 tandis que le H+ libéré est capté par B2 qui se transforme
en A2.
10
La réaction inverse d’échange de H+ entre B1 et A2 se produisant simultanément, on aboutit à
un équilibre chimique.
La constante de l’équilibre s’écrit
KR =
[B1 ].[A 2 ]
[A 1 ].[B 2 ]
[B1 ].[H 3 O  ]
[A 2 ]
K
= A1
.

[A 1 ]
[B 2 ].[H 3 O ] K A2
Comme on l’a déjà vu si la constante d’équilibre Kr de la réaction est importante (supérieure à
103) la réaction pourra être considérée comme totale.
Par contre, si la constante d’équilibre Kr de la réaction est très faible (inférieure à 10 -3), on
pourra considérer que la réaction ne se fait pratiquement pas.
Qu’on peut également écrire KR =
Application :
Si on mélange de l’acide acétique et de l’ammoniac, y a-t-il une réaction qui va avoir lieu ?
Solution :
La réaction s’écrit :
CH3COOH + NH3
CH3COO- + NH4+
La constante de l’équilibre s’écrit
KR =
[CH 3 COO- ].[NH 4 ]
[CH 3 COOH].[NH 3 ]
Qu’on peut également écrire KR =


[CH 3 COO- ]. H 3O  .
[CH 3 COOH].
[NH 4 ]

[NH 3 ].. H 3O 
=
K A (CH 3COOH / CH 3COO  ) 10 4,8
KR =
= 9, 2 = 104,4

10
K A ( NH 4 / NH 3
La constante d’équilibre a une valeur assez élevée : la réaction va avoir lieu, on pourra la
considérer comme totale.
2. Prévoir la réaction acido-basique en utilisant les diagrammes de prédominance
On étudie toujours la réaction : A1 + B2 = B1 + A2
K A1
De constante d’équilibre KR =
K A2
11

Si KA1 > KA2, c’est à dire si pKA1 < pKA2, alors KR > 1
pH
Les espèces mélangées sont encadrées
B2
pKA2
A2
B1
pKA1
A1
B1
A1
pKA2
pH
pKA1
A2
B2
Les domaines de prédominance de A1 et B2 sont disjoints, c’est à dire qu’il n’y a pas de
domaine de pH dans lequel A1 et B2 puissent être simultanément les espèces prédominantes
de leur couple.
A1 est l’acide le plus fort et B2 est la base la plus forte : la réaction entre A1 et B2 est
avancée (KR > 1, la réaction se fait davantage dans le sens 1 → que dans le sens 2 ← )
Si KA1>>KA2 ( KR  103 ) la réaction entre A1 et B2 est considérée comme totale (on dit aussi
quantitative) et on peut écrire A1 + B2 → B1 + A2

Si KA1 < KA2, c’est à dire si pKA1 > pKA2, alors KR < 1
pH
B1
pKA1
A1
B2
pKA2
A2
A1
pKA2
B1
pH
A2
B2
pKA1
12
Les domaines de prédominance de A1 et B2 ont une partie commune : A1 et B2 peuvent
coexister. La réaction entre A1 et B2 est peu avancée
Application :
Ecrire la réaction acido-basique entre l’acide benzoïque C6H5COOH et l’ion H2BO3-.
Porter les domaines de prédominance sur un axe de pH.
Déterminer la valeur de la constante KR de la réaction. La réaction est-elle totale ?
Solution :
C6H5COOH +
H2BO3-  C6H5COOOn connait les pKa de ces couples :
pKa(C6H5COOH/ C6H5COO-) = 4,2
pKa(H3BO3/ H2BO3-) = 9,2
Plaçons ces espèces sur un axe commun de pH
C6H5COOH
H
+
H3BO3
C6H5COO-
pKA2
pH
pKA1
H3BO3
H2BO3-
Les deux espèces C6H5COOH et H2BO3- n’ont pas de domaines communs de pH : ils ne
peuvent coexister. Elles vont donc réagir pour donner les produits C6H5COO- et H3BO3 qui
peuvent coexister.
Pour arriver au même résultat en faisant un raisonnement différent, on peut calculer la
constante d’équilibre de la réaction :
Ka(C 6 H 5 COOH/ C 6 H 5 COO-)
10 4, 2
KR =
= 9, 2 = 105
10
Ka(H 3 BO 3 / H 2 BO 3 )
La valeur de la constante d’équilibre est élevée : la réaction est très favorisée.
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