Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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Loi de dilution d’Ostwald
Par définition, les acides faibles de type HA ne se dissolvent pas totalement sous forme d’ions
H 3 O
+ et A
– (équilibre 6.5) ; similairement, les bases faibles de type B ne se convertissent pas
totalement en ions BH
+ et OH
– (équilibre 6.6). Ce ne sont pas des électrolytes forts (cf. § 5.5), mais
des électrolytes faibles.
Ils obéissent à la loi de dilution d’Ostwald qui stipule que l’équilibre de dissociation d’un
électrolyte faible en ions se déplace vers la droite par dilution. À très grande dilution, l’équilibre
est totalement déplacé vers la droite, il devient une réaction quantitative dans le sens 1.
L’électrolyte faible se comporte alors comme un électrolyte fort.
Cette loi, très importante, se généralise à tout acide ou toute base faible donnant lieu aux
équilibres 6.7 et 6.9 ; à grande dilution, tout acide se comporte comme un acide fort :
acide + H 2 O → H 3 O
+ + base
et toute base comme une base forte :
base + H 2 O → OH – + acide
Cœfficient de dissociation d’un acide et constante d’acidité
Soit un acide faible, introduit en solution à la concentration c, et donnant lieu à l’équilibre 6.7. On
appelle cœfficient de dissociation α de cet acide le rapport :
(6.10)
La grandeur α mesure la position de l’équilibre dans des conditions expérimentales données. α est
compris entre 0 (dissociation négligeable) et 1 (acide se comportant comme un acide fort).
La conservation de la matière à l’équilibre s’écrit : c = [acide] + [base]. Par conséquent, si :
[base] = cα, [acide] = c(1 – α). Sauf à très grande dilution de l’acide, l’autoprotolyse de l’eau
rétrograde suffisamment pour générer une quantité d’ions H 3 O + négligeable devant l’apport dû à
l’acide : [H 3 O + ] auto = ε. On écrit donc :
acide + H 2 O
H 3 O
+
+ base
c(1 – α)
cα + ε ≈ cα
cα
La relation 6.8 exprimant K A devient :
ce qui donne :
(6.11.a et b)
La relation 6.11.b traduit le fait que la position d’un équilibre est fonction simultanément de la
constante d’acidité (plus K A est grande, plus α est grand) et de la concentration (plus c est faible,
plus α est grand).
α =
[base]
c
1
2
K A =
c α
2
1- α
–
α
2
1− α
=
K A
c
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Loi de dilution d’Ostwald
Par définition, les acides faibles de type HA ne se dissolvent pas totalement sous forme d’ions
H 3 O
+ et A
– (équilibre 6.5) ; similairement, les bases faibles de type B ne se convertissent pas
totalement en ions BH
+ et OH
– (équilibre 6.6). Ce ne sont pas des électrolytes forts (cf. § 5.5), mais
des électrolytes faibles.
Ils obéissent à la loi de dilution d’Ostwald qui stipule que l’équilibre de dissociation d’un
électrolyte faible en ions se déplace vers la droite par dilution. À très grande dilution, l’équilibre
est totalement déplacé vers la droite, il devient une réaction quantitative dans le sens 1.
L’électrolyte faible se comporte alors comme un électrolyte fort.
Cette loi, très importante, se généralise à tout acide ou toute base faible donnant lieu aux
équilibres 6.7 et 6.9 ; à grande dilution, tout acide se comporte comme un acide fort :
acide + H 2 O → H 3 O
+ + base
et toute base comme une base forte :
base + H 2 O → OH – + acide
Cœfficient de dissociation d’un acide et constante d’acidité
Soit un acide faible, introduit en solution à la concentration c, et donnant lieu à l’équilibre 6.7. On
appelle cœfficient de dissociation α de cet acide le rapport :
(6.10)
La grandeur α mesure la position de l’équilibre dans des conditions expérimentales données. α est
compris entre 0 (dissociation négligeable) et 1 (acide se comportant comme un acide fort).
La conservation de la matière à l’équilibre s’écrit : c = [acide] + [base]. Par conséquent, si :
[base] = cα, [acide] = c(1 – α). Sauf à très grande dilution de l’acide, l’autoprotolyse de l’eau
rétrograde suffisamment pour générer une quantité d’ions H 3 O + négligeable devant l’apport dû à
l’acide : [H 3 O + ] auto = ε. On écrit donc :
acide + H 2 O
H 3 O
+
+ base
c(1 – α)
cα + ε ≈ cα
cα
La relation 6.8 exprimant K A devient :
ce qui donne :
(6.11.a et b)
La relation 6.11.b traduit le fait que la position d’un équilibre est fonction simultanément de la
constante d’acidité (plus K A est grande, plus α est grand) et de la concentration (plus c est faible,
plus α est grand).
α =
[base]
c
1
2
K A =
c α
2
1- α
–
α
2
1− α
=
K A
c