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16 TamponsdepH
Mots clés
Acides faibles, bases faibles, Ka, pKa, tampons de pH
1. DISSOCIATION D’UN ACIDE FAIBLE
Alors qu’un acide fort se dissocie pratiquement à 100  % dans une solution aqueuse
(Fiche 15), un acide faible se dissocie partiellement :
HA
+
H 2 O
8
A –
+
H 3 O +
(1)
Acide conjugué 1
Base conjuguée 2
Base conjuguée 1
Acide conjugué 2
Les protons libérés par la dissociation de l’acide forment des ions oxonium en s’associant
à des molécules d’eau. La constante K e traduit l’équilibre de cette réaction ; comme la
concentration de l’eau est constante, on préfère considérer la constante K a , constante de
dissociation de l’acide HA :
K
H O A
HA H O
e =
[
][ ]
+
−
3
2
[
][
]
(2)
K
K
H O
H O A
HA
a
e
=
× [
] =
[
][ ]
+
−
2
3
[
]
(3)
De la même manière que pH symbolise -log [H 3 O + ], pK a symbolise – log K a  :
pK
log K
logK
a
a
a
=
= −
1
 
(4)
Un acide est d’autant plus faible que la constante de dissociation est faible, à l’inverse de
la valeur du pK a .
2. pH D’UN MÉLANGE D’ACIDE FAIBLE ET DE BASE FORTE
L’addition de base forte (exemple, NaOH) à une solution d’acide faible se traduit par la
neutralisation des ions H 3 O + par les ions OH – pour donner des molécules d’eau :
H 3 O +
+
OH – 8
H 2 O
Cette neutralisation provoque un déplacement de l’équilibre de la réaction 1  : la
concentration de HA diminue, au profit du remplacement partiel des ions H 3 O + et de
l’augmentation de la concentration de A – . L’équation 3 permet d’établir la relation entre
le pH d’une solution, la valeur du pK a d’un acide faible et le rapport des concentrations
de l’acide et de la base conjugués correspondants :
log
log
K
log H O
A
HA
a =
+
[ ]
[
]






+
−
[
]
3
; −
= −
+
[ ]
[
]






+
−
log
log
[
]
H O
logK
A
HA
a
3
;
pH pK
A
HA
a
=
+
[ ]
[
]






−
log
(5)
9782100724185-Livre.indb 36
20/05/15 19:11