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16 pH d’une solution contenant
un monoacide fort
1. EN QUELQUES MOTS…
Placé en solution aqueuse, un monoacide fort se dissocie totalement (perte d’un proton) pour
former sa base conjuguée (A – ) ainsi que des ions oxonium (H 3 O + ). Cette transformation chimique est totale.
Le pH de la solution, fourni à partir de la concentration en ions H 3 O + , est alors directement
lié à la concentration initiale de l’acide fort en solution.
2. CE QU’IL FAUT RETENIR…
* Démonstration de la formule
La réaction de dissociation d’un acide fort étant totale, la quantité de base (A – ) ainsi que la
quantité d’ions oxonium (H 3 O + ) formées à l’équilibre sont égales à la quantité d’acide initialement apportée en solution, comme le montre le tableau d’avancement suivant :
La concentration des ions oxonium présents en solution à l’équilibre est donc égale à la concentration de l’acide (AH) apportée initialement.
[H 3 O + ] eq = = [AH] 0 = C a
Le pH de la solution d’acide fort est donc directement lié à sa concentration initiale C a (Fiche 12).
* Validité de la formule
On suppose que la concentration des ions oxonium (H 3 O + ) libérés en solution est strictement
égale à la concentration apportée en acide. Toutefois, ces ions vont pouvoir réagir avec les
anions hydroxydes (HO – ) issus de l’autoprotolyse de l’eau.
Cette réaction peut donc modifier la concentration réelle des ions oxonium (H 3 O + ).
(Fiche 13)
La concentration en ions oxonium (H 3 O + ) sera peu affectée si ceux-ci sont en large excès
devant les anions hydroxyde provenant de l’autoprotolyse de l’eau. On rappelle que dans
l’eau pure, la concentration des ions HO – est de l’ordre de 10 –7 mol.L –1 .
AH
+
H 2 O
Æ
A –
+
H 3 O +
État initial
n 0
excès
0
0
État d’équilibre
0
excès
n 0
n 0
pH = – log[H 3 O + ] = – log(C a )
A
O
A
Réaction
totale
2
H H
H 3 O
−
+
+
+
2
n 0
V
---- -
H O
HO
2H O
K = 10 14
3
2
totale
+
−
+
2
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16 pH d’une solution contenant
un monoacide fort
1. EN QUELQUES MOTS…
Placé en solution aqueuse, un monoacide fort se dissocie totalement (perte d’un proton) pour
former sa base conjuguée (A – ) ainsi que des ions oxonium (H 3 O + ). Cette transformation chimique est totale.
Le pH de la solution, fourni à partir de la concentration en ions H 3 O + , est alors directement
lié à la concentration initiale de l’acide fort en solution.
2. CE QU’IL FAUT RETENIR…
* Démonstration de la formule
La réaction de dissociation d’un acide fort étant totale, la quantité de base (A – ) ainsi que la
quantité d’ions oxonium (H 3 O + ) formées à l’équilibre sont égales à la quantité d’acide initialement apportée en solution, comme le montre le tableau d’avancement suivant :
La concentration des ions oxonium présents en solution à l’équilibre est donc égale à la concentration de l’acide (AH) apportée initialement.
[H 3 O + ] eq = = [AH] 0 = C a
Le pH de la solution d’acide fort est donc directement lié à sa concentration initiale C a (Fiche 12).
* Validité de la formule
On suppose que la concentration des ions oxonium (H 3 O + ) libérés en solution est strictement
égale à la concentration apportée en acide. Toutefois, ces ions vont pouvoir réagir avec les
anions hydroxydes (HO – ) issus de l’autoprotolyse de l’eau.
Cette réaction peut donc modifier la concentration réelle des ions oxonium (H 3 O + ).
(Fiche 13)
La concentration en ions oxonium (H 3 O + ) sera peu affectée si ceux-ci sont en large excès
devant les anions hydroxyde provenant de l’autoprotolyse de l’eau. On rappelle que dans
l’eau pure, la concentration des ions HO – est de l’ordre de 10 –7 mol.L –1 .
AH
+
H 2 O
Æ
A –
+
H 3 O +
État initial
n 0
excès
0
0
État d’équilibre
0
excès
n 0
n 0
pH = – log[H 3 O + ] = – log(C a )
A
O
A
Réaction
totale
2
H H
H 3 O
−
+
+
+
2
n 0
V
---- -
H O
HO
2H O
K = 10 14
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totale
+
−
+
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