Avec l’échelle suivante, il est possible de prédire que la réaction entre l’ammoniaque NH3
et l’acide acétique CH3COOH est favorable, mais pas la réaction entre l’ammonium N H /et
l’acétate CH3COO”. De même, la réaction entre HPO^” et CH3COOH est favorable mais
pas celle entre H ,PO . et CH3COO“
pH
NH 3 — 9,25 NH4 "
7,25 H2 PO4CH 3 C O O - — 4,75 CH 3 COOH
De façon quantitative, la constante d’équilibre de la réaction entre un acide faible et
une base faible peut être calculée. En effet, pour l’équilibre :
AH + B ^ A" +
D’après la loi d’action des masses, la constante d’équilibre est :
K =
or K
[AH],, x[B ]„
[ H 7 . , x [ A -] „
o(AH/A')
[A H l eq
et K
[ H n „ x [ B ] „
[BH*L

U
ü
V .
X
Ui
■a
O
c
=3
Q
VD
t H
O
fN J
CT
>CL
O
U
d-où K =
K
,
o(BH*/B)
Soit p ^ =
'a(AH/A’ )
^o(BHVB)
La constante d’équilibre est d ’autant plus grande que
>> K
donc que
l’acide AH est plus fort que l’acide BH^.
On considère qu’une réaction est totale s’il reste en fin de réaction moins de 1 % de
Q
la proportion de réactifs initiaux, et donc que la proportion en produits est supérieure pj^^e 113
à 99 %.
En supposant que les réactifs sont introduits initialement en quantités stœchiométriques, alors la réaction entre l’acide et la base est totale si la constante d ’équilibre
est supérieure à :
K > \
or pK = pK
-p K
^
^
a(AH/A )
^ 'c /(BHVB)
soit ApA^^> 4
313