Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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Dans un couple acide/base, si la forme acide est forte, sa base conjuguée est indifférente (elle ne
se comporte pas comme une base dans l’eau) ; inversement, si la forme basique est forte, son acide
conjugué est indifférent (pas de rôle acide dans l’eau). Ainsi, au sein des couples HCl/Cl
– et NH 3 /
NH 2
– , Cl
– est une base indifférente et NH 3 un acide indifférent (NH 3 se comporte, en fait, comme
une base ; c’est la base conjuguée de l’ion ammonium NH 4
+ au sein d’un autre couple : NH 4
+ /
NH 3 ).
Acides et bases faibles. K A , K B et pK A
Un acide est faible si sa dissolution dans l’eau conduit à l’établissement d’un équilibre :
acide + H 2 O
H 3 O
+ + base
(6.7)
En solution pas trop concentrée, la constante d’acidité K A s’exprime par :
(6.8)
ou
Tout couple acide/base « faible » en solution aqueuse possède une constante K A inférieure à 1, et
un pK A > 0.
Une base est faible si sa dissolution dans l’eau conduit à l’établissement d’un équilibre :
base + H 2 O
OH
– + acide
(6.9)
La constante de basicité K B est :
avec
K B est reliée à la constante d’acidité K A du couple acide/base concerné par :
K A K B = K e
pK A + pK B = 14 à 25 °C
Certains acides sont des polyacides faibles, certaines bases sont des polybases faibles. Un
polyacide est susceptible de subir des déprotonations successives, une polybase, des
protonations successives.
Le tableau 6.1 explicite ces réactions dans le cas de l’acide phosphorique H 3 PO 4 (triacide) et
de l’ion phosphate PO 4
3– (tribase). Les pK A correspondants sont : pK A1 (H 3 PO 4 /H 2 PO 4
– ) = 2,1 ;
pK A2 (H 2 PO 4
– /HPO 4
2– ) = 7,2 ; pK A3 (HPO 4
2– /PO 4
3– ) = 12,4. Notons que les formes
intermédiaires H 2 PO 4
– et HPO 4
2– sont des amphotères.
1
2
K A (acide/base) =
[base][H 3 O
+ ]
[acide]
pK A = −log 10 K A = log 10
1
K A
K A = 10
− pK A
1
2
K B =
[acide][OH
− ]
[base]
pK B = −log 10 K B