78 Chimie pour les étudiants en médecine ...
élevée et (pratiquement) constante. On obtient de la sorte la constante
de dissociation de l'acide :
De même, dans le cas général d'une base faible B, on a:
B + Hzü � BH+ + OHBase faible + Eau � Acide conjugué + Ion hydroxyde
Ceci aboutit en définitive à:
J(b = [OW] [BW]
[B]
6.8
Relation entre Ka et Kb
(6.5)
(6.6)
(6.7)
Pour rappel, l'interaction d'un acide faible HA avec l'eau correspond à
l'équation:
HA + Hzü � H 3 0+ + AAcide faible + Eau � Ion hydronium + Base conjuguée
La constante de dissociation Ka de cet acide est donnée par :
K
=
[H,o•] [A-]
'
(HA]
Quant à la base conjuguée de cet acide, elle peut accepter un proton en provenance de l'eau :
A- + H20 � HA + OHBase conjuguée + Eau � Acide faible + Ion hydroxyde
À cette réaction correspond un Kb donné par :
K
=
[HA] [OW]
b
[A - ]
En multipliant membre à membre les constantes de dissociation
propres, respectivement, à l'acide faible et à sa base conjuguée, on
obtient :
K K
=
[H, O . ][ A - ]
X
[HA] [OW]
'
b
[HA]
[A - ]
= [H, o•] [OW]
=
Keau
(6.8)
Le produit des deux constantes de dissociation est donc égal à la
constante d'auto-ionisation de l'eau, Ke au (section 6.2). Comme Keau est
une constante (= 10-14 moF dm- 6 ), il doit nécessairement s'ensuivre
que lorsque K. augmente, Kb diminue. Dès lors, plus un acide est fort,
plus sa base conjuguée devra être faible.