Fiche 17 • pH d’une solution contenant un monoacide faible
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L’expression de Ka devient :
c Simplification n° 2 : l’acide est faible
L’acide considéré est faible, donc très peu dissocié. À l’équilibre, le mélange contient plus
d’acide non dissocié que de base conjuguée.
[A – ] eq << [AH] eq
La relation de conservation de la matière devient :
[AH] 0 = C 0 = [AH] ¤ [AH] ª C 0
L’expression de la constante d’acidité peut à nouveau être simplifiée :
ainsi
* Validité de la formule
On a supposé que [A – ] << [HA], ce qui est considéré comme vrai si :
[A – ] <
[AH] ¤ log
< – 1
En reprenant la relation d’Henderson, on trouve la condition suivante (Fiche 14) :
pH = pKa + log
fi pH < pKa – 1
3. EN PRATIQUE…
On considère une solution d’acide méthanoïque (HCOOH), acide faible de pKa = 3,8. La
concentration apportée en solution est égale à C a = 10 –1 mol.L –1
Le pH vaut : pH = (pKa – logC 0 ) = (3,8 – log(10 –1 )) = 2,4
La formule peut être appliquée car le pH calculé (égal à 2,4) est bien inférieur à pKa – 1 (qui
vaut 2,8).
K a
H 3 O
+
[
] H 3 O
+
[
]
×
AH
[
]
------------------------------------------≈
H 3 O
+
[
] 2
AH
[
]
-------------------- -
=
K a
H 3 O
+
[
] 2
AH
[
]
-------------------- -
H 3 O
+
[
] 2
C 0
-------------------- -
≈
≈
pH = – log [H 3 O + ] = (pKa – logC 0 )
1
2
-- -
1
10
----- -
A –
[ ]
AH
[
]
------------A –
[ ]
AH
[
]
------------⎝
⎠
⎛
⎞
1
2
-- -
1
2
-- -
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