La loi d’Ostwald
Nous avons discuté de la détermination du pH de solutions d’acides faibles, en faisant
f i
l’hypothèse que l’acide faible est peu dissocié.
Fiche 134
Nous allons montrer dans ce qui suit comment la dilution d’une solution d ’acide faible
affecte son degré de dissociation.
1. Le coefficient de dissociation a d’un acide
L’équilibre de dissociation d ’un acide faible dans l’eau est :
AH + H2O
A - + H 3O '
On définit le coefficient de dissociation a d’un acide comme la quantité de matière
d’acide dissociée dans l’eau à l’équilibre par rapport à la quantité de matière totale d’acide
initialement présente, soit, dans le cas de la dissociation d’un acide AH dans l’eau :
La définition du coefficient de dissociation implique que : 0 < a < 1 :
• a = 0 : l’acide n’est pas du tout dissocié ;
• a = 1 : l’acide est totalement dissocié (cas d ’un acide fort).
La valeur du coefficient de dissociation permet de savoir si l’acide est faiblement ou
fortement dissocié.
Utilisons la définition de a dans un tableau d ’avancement :
AH
+
H,0
<=>
A+
H3O"
t = 0
[AH]j
f.
[AHfx(l-a)
‘'equilibre
[AH]¡ X a
[AH]| X a
T J
O
c
D
Û
kD
O
rs]
CT
>CL
O
U
En utilisant la définition de
:
[ A - L x [ H 3 0 ^ L
K =
[AH] eq
([AHj.xoc)^
[AU], x ( l - a )
Soit, en simplifiant par [AH]¡ :
K =
[A H ]j x a ^
(1 - a )
Cela conduit à une équation du second degré en a :
[ A H ] , . x a ' + / C ^ x a - ^ ^ = 0
Si l’acide est peu dissocié, cette équation se simplifie.
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