Chap. 7. Acides bases
On dispose des relations suivantes :
• constante d’acidité :
AH]
produit ionique de l'eau :
• électroneutralité :
bilan de matière :
Ke = [H3O+]{OH-]
[h3O+ ] + [Na+ ] = [ A" ] + [oh- "
Cb = [A’] + [AH]
D'après la loi de modération de Le Châtelier, les ions hydroxyde qui proviennent de la réaction de protonation de la base, vont déplacer l’équilibre d’autoprotolyse de l’eau dans le sens inverse. On peut donc négliger les ions qui
proviennent de la dissociation de l’eau, ce qui conduit à l’approximation :
^Na+ ] = [A- ] + [OH“ ]avec [Na+ ] = Cb
donc:
Cb-[OH-] = [A~]
or:
Cb-[AH] = [A’]
d’où:
Cb-[OH~] = Cb-[AH]
soit:
[OH"] = [AH]
Si de plus, la base est assez faible, et peu diluée, on peut faire la deuxième approximation : [ah]«^a-^.
Le bilan de matière devient alors : Cb « |^A-^.
La constante d'acidité s’écrit alors :
Cb[H3O+J Cb|_H3O+
K°= [oh-] =
d'où:
[h3O+] = (K.d • Ke/Cb)ïl2
soit :
pH = 1Z2 (pKa + pKe + log Cb)
On calcule pH = 1/2 (4,88 + 14 +log 0,2) = 9,1.
On vérifie les approximations :
[H3O+] = 10-9-1 = 8,12 x 10-10 mol • L~1