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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 393 — #401
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ÉTAT FINAL D’ÉQUILIBRE : ACIDES ET BASES
L’état final de la solution affiche donc les concentrations [CH 3 COOH] = [CH 3 COO
− ] =
[NH
+
4 ] = 0,1 mol·L −1 .
3 État final d’équilibre : acides et bases
3.1 Monoacides et monobases forts dans l’eau
Considérons un acide fort (type chlorure d’hydrogène HCl) introduit à la concentration c 0 ,
celui-ci est totalement dissocié dans l’eau sous forme d’ions oxonium H 3 O
+ et d’ions chlorure Cl
– . L’acide apporte des ions oxonium à la concentration c 0 . L’équilibre de contrôle
est :
H 3 O
+
+ H 2 O
=
H 2 O + H 3 O
+
(K
◦
T = 1).
Il ne modifie pas les concentrations, à l’équilibre [H 3 O + ] = c 0 . Un pH-mètre trempé dans
cette solution mesure :
pH = − log c 0 .
De façon analogue, l’introduction dans l’eau d’une base forte à la concentration c 0 conduit
à l’apparition d’ions hydroxyde HO
– à la concentration c 0 . L’équilibre de contrôle est :
HO
−
+ H 2 O
=
H 2 O + HO
−
(K ◦
T = 1).
Il ne modifie pas les concentrations, à l’équilibre [OH
− ] = c 0 . Un pH-mètre trempé dans cette
solution mesure :
pH = 14 + log c 0 .
3.2 Acides faibles, bases faibles
Coefficient de dissociation α, loi de dilution d’OSTWALD
Considérons l’introduction d’un acide faible AH (de concentration initiale c 0 ) dans l’eau. Le
coefficient de dissociation, noté α est défini par :
α =
[A − ]
c 0
.
L’équilibre de contrôle s’écrit :
AH + H 2 O
=
A − + H 3 O + .
Réalisons un bilan de matière (en concentration) sur cet équilibre de contrôle en faisant intervenir le coefficient de dissociation noté α :
AH
+
H 2 O
=
A − + H 3 O
+
EI
c 0
solvant
0
0
EF c 0 (1 − α)
solvant
αc 0
αc 0
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ÉTAT FINAL D’ÉQUILIBRE : ACIDES ET BASES
L’état final de la solution affiche donc les concentrations [CH 3 COOH] = [CH 3 COO
− ] =
[NH
+
4 ] = 0,1 mol·L −1 .
3 État final d’équilibre : acides et bases
3.1 Monoacides et monobases forts dans l’eau
Considérons un acide fort (type chlorure d’hydrogène HCl) introduit à la concentration c 0 ,
celui-ci est totalement dissocié dans l’eau sous forme d’ions oxonium H 3 O
+ et d’ions chlorure Cl
– . L’acide apporte des ions oxonium à la concentration c 0 . L’équilibre de contrôle
est :
H 3 O
+
+ H 2 O
=
H 2 O + H 3 O
+
(K
◦
T = 1).
Il ne modifie pas les concentrations, à l’équilibre [H 3 O + ] = c 0 . Un pH-mètre trempé dans
cette solution mesure :
pH = − log c 0 .
De façon analogue, l’introduction dans l’eau d’une base forte à la concentration c 0 conduit
à l’apparition d’ions hydroxyde HO
– à la concentration c 0 . L’équilibre de contrôle est :
HO
−
+ H 2 O
=
H 2 O + HO
−
(K ◦
T = 1).
Il ne modifie pas les concentrations, à l’équilibre [OH
− ] = c 0 . Un pH-mètre trempé dans cette
solution mesure :
pH = 14 + log c 0 .
3.2 Acides faibles, bases faibles
Coefficient de dissociation α, loi de dilution d’OSTWALD
Considérons l’introduction d’un acide faible AH (de concentration initiale c 0 ) dans l’eau. Le
coefficient de dissociation, noté α est défini par :
α =
[A − ]
c 0
.
L’équilibre de contrôle s’écrit :
AH + H 2 O
=
A − + H 3 O + .
Réalisons un bilan de matière (en concentration) sur cet équilibre de contrôle en faisant intervenir le coefficient de dissociation noté α :
AH
+
H 2 O
=
A − + H 3 O
+
EI
c 0
solvant
0
0
EF c 0 (1 − α)
solvant
αc 0
αc 0
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