7.3. pH de solutions de polyacides ou de polybases
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
7.3 pH DE SOLUTIONS DE POLYACIDES OU DE POLYBASES
Excepté l’acide sulfurique, les diacides et polyacides courants sont faibles. Lorsque les deux
premiers pK A sont distants d’au moins deux unités, seule la première acidité, la plus forte (pK A le
plus faible) est à prendre en considération, et le calcul se conduit comme pour un monoacide.
Sinon, l’analyse conduit à une équation du 3
e degré.
De même pour les polybases, la résolution analytique n’est possible que si la basicité la plus
forte (pK A le plus élevé) peut être seule prise en compte, le calcul s’effectuant alors comme pour
une monobase. Sinon, il faut également résoudre numériquement une équation du 3
e degré.
7.4 RÉACTIONS ACIDE-BASE, ET pH À L’ÉQUIVALENCE. SELS
z Constante de l’équilibre atteint lors de la réaction d’un acide et d’une base
Quand l’acide d’un couple 1 réagit avec la base d’un couple 2, le système atteint l’état
d’équilibre symbolisé par :
acide 1 + base 2
base 1 + acide 2
La constante de cet équilibre est :
(7.7)
La réaction acide-base est totale ou quantitative dans le sens 1 si K ≥ 10
4 , soit ∆pK A ≥ 4. Elle se
symbolise alors par :
acide 1 + base 2 → base 1 + acide 2
z Réactions acide-base types
z acide fort-base forte : réaction totale se résumant à la réaction opposée de l’autoprotolyse de
l’eau. Exemple :
H 3 O + + Cl – + Na + + OH – → H 2 O + H 2 O + Na + + Cl –
(7.8)
Sa constante d’équilibre : K = 10
14 est l’inverse du produit ionique de l’eau.
z acide fort-base faible : réaction totale (sauf si la base, très faible, appartient à un couple de
pK A < 4). Exemples :
H 3 O
+ + Cl
– + NH 3 → H 2 O + NH 4
+ + Cl
–
(7.9.a)
H 3 O + + Cl – + Na + + ClO – → H 2 O + HClO + Na + + Cl –
(7.9.b)
z base forte-acide faible : réaction totale (sauf si l’acide, très faible, appartient à un couple de
pK A > 10). Exemples :
Na
+ + OH
– + CH 3 COOH → H 2 O + CH 3 COO
– + Na
+
(7.10.a)
1
2
K = 10
pK A2 −pK A1 = 10
∆pK A
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7.3 pH DE SOLUTIONS DE POLYACIDES OU DE POLYBASES
Excepté l’acide sulfurique, les diacides et polyacides courants sont faibles. Lorsque les deux
premiers pK A sont distants d’au moins deux unités, seule la première acidité, la plus forte (pK A le
plus faible) est à prendre en considération, et le calcul se conduit comme pour un monoacide.
Sinon, l’analyse conduit à une équation du 3
e degré.
De même pour les polybases, la résolution analytique n’est possible que si la basicité la plus
forte (pK A le plus élevé) peut être seule prise en compte, le calcul s’effectuant alors comme pour
une monobase. Sinon, il faut également résoudre numériquement une équation du 3
e degré.
7.4 RÉACTIONS ACIDE-BASE, ET pH À L’ÉQUIVALENCE. SELS
z Constante de l’équilibre atteint lors de la réaction d’un acide et d’une base
Quand l’acide d’un couple 1 réagit avec la base d’un couple 2, le système atteint l’état
d’équilibre symbolisé par :
acide 1 + base 2
base 1 + acide 2
La constante de cet équilibre est :
(7.7)
La réaction acide-base est totale ou quantitative dans le sens 1 si K ≥ 10
4 , soit ∆pK A ≥ 4. Elle se
symbolise alors par :
acide 1 + base 2 → base 1 + acide 2
z Réactions acide-base types
z acide fort-base forte : réaction totale se résumant à la réaction opposée de l’autoprotolyse de
l’eau. Exemple :
H 3 O + + Cl – + Na + + OH – → H 2 O + H 2 O + Na + + Cl –
(7.8)
Sa constante d’équilibre : K = 10
14 est l’inverse du produit ionique de l’eau.
z acide fort-base faible : réaction totale (sauf si la base, très faible, appartient à un couple de
pK A < 4). Exemples :
H 3 O
+ + Cl
– + NH 3 → H 2 O + NH 4
+ + Cl
–
(7.9.a)
H 3 O + + Cl – + Na + + ClO – → H 2 O + HClO + Na + + Cl –
(7.9.b)
z base forte-acide faible : réaction totale (sauf si l’acide, très faible, appartient à un couple de
pK A > 10). Exemples :
Na
+ + OH
– + CH 3 COOH → H 2 O + CH 3 COO
– + Na
+
(7.10.a)
1
2
K = 10
pK A2 −pK A1 = 10
∆pK A