7.9. Dosages acido-basiques
Quatre espèces présentes sont à l’équilibre, en concentration :
[BH+], [B], [H3O+] et [OH-]
On peut écrire les quatre relations :
. Produit ionique de l’eau :
Ke = [H3O+] [OH-]
(a)
• Constante d’acidité Ka du couple BH+/B : Ka =
H B]
[BH+]
• Conservation de la matière :
Cb = [B] + [BH+]
(c)
• Électroneutralité : [H3O+] + [BH+] = [OH-] d’où [BH+] = [OH-] - [H3O+] (d)
En combinant ces équations on obtient une équation du 3e degré en [H3O+] :
[H3O+]3 + (Co + Ka) [H3O+]2 - Ke[H3O+] -Ka = 0
On simplifie en faisant simultanément les deux approximations évoquées :
lre approximation : le milieu est basique donc : [H3O+] < < [OH-].
Pour un pH supérieur à 7,5, [H3O+] devient négligeable devant [OH-].
L’équation (d) devient alors : [BH+] = [OH-].
2e approximation : la protonation de la base est faible; la concentration de l’acide
conjugué BH+est négligeable devant celle de la base B soit [BH+] < < [B].
Cette approximation sera vérifiée à posteriori (après calcul du pH).
L’équation (c) devient alors : Cb = [B].
En remplaçant [B] et [BH + ] dans Kaon obtient :
Ka = [H3O+] Cb = [H3O ] -C
= (^^1/2 . Q-l/2
[OH-]
Ke
D’où :
pH = - log [H3O+] = - —log Ka - -log Ke + -log Cb
■
2
2
2
?
; Soit :
pH = IcpKe + pKa + log Cb)
ï
2
9
C
| 7.9. DOSAGES ACIDO-BASIQUES
; * Pour un dosage d’un acide fort par une base forte, on trace la courbe expérimentale
. PH ~f (Vb), avec Vb volume de solution de base forte ajouté au volume Va d acide à
। doser (à titrer). On note Cb la concentration connue de la base, et Ca la concentration
inconnue de l’acide que l’on titre.
Quatre espèces présentes sont à l’équilibre, en concentration :
[BH+], [B], [H3O+] et [OH-]
On peut écrire les quatre relations :
. Produit ionique de l’eau :
Ke = [H3O+] [OH-]
(a)
• Constante d’acidité Ka du couple BH+/B : Ka =
H B]
[BH+]
• Conservation de la matière :
Cb = [B] + [BH+]
(c)
• Électroneutralité : [H3O+] + [BH+] = [OH-] d’où [BH+] = [OH-] - [H3O+] (d)
En combinant ces équations on obtient une équation du 3e degré en [H3O+] :
[H3O+]3 + (Co + Ka) [H3O+]2 - Ke[H3O+] -Ka = 0
On simplifie en faisant simultanément les deux approximations évoquées :
lre approximation : le milieu est basique donc : [H3O+] < < [OH-].
Pour un pH supérieur à 7,5, [H3O+] devient négligeable devant [OH-].
L’équation (d) devient alors : [BH+] = [OH-].
2e approximation : la protonation de la base est faible; la concentration de l’acide
conjugué BH+est négligeable devant celle de la base B soit [BH+] < < [B].
Cette approximation sera vérifiée à posteriori (après calcul du pH).
L’équation (c) devient alors : Cb = [B].
En remplaçant [B] et [BH + ] dans Kaon obtient :
Ka = [H3O+] Cb = [H3O ] -C
= (^^1/2 . Q-l/2
[OH-]
Ke
D’où :
pH = - log [H3O+] = - —log Ka - -log Ke + -log Cb
■
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?
; Soit :
pH = IcpKe + pKa + log Cb)
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C
| 7.9. DOSAGES ACIDO-BASIQUES
; * Pour un dosage d’un acide fort par une base forte, on trace la courbe expérimentale
. PH ~f (Vb), avec Vb volume de solution de base forte ajouté au volume Va d acide à
। doser (à titrer). On note Cb la concentration connue de la base, et Ca la concentration
inconnue de l’acide que l’on titre.