Fiche 16 • Tampons de pH
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L’équation 5, connue sous le nom d’équation d’Henderson-Hasselbalch, permet d’évaluer
le pH d’une solution d’acide faible mélangé avec une base forte, pour autant que l’apport
d’ions OH – soit inférieur à la quantité initiale de l’acide HA. En particulier, si la base
forte neutralise à 50 % l’acide HA, les concentrations de [A – ] et [HA] sont égales, et
log ([A – ]/[HA]) = log 1 = 0 ; dans ce cas particulier,
pH pK a
Si la soude ajoutée neutralise moins que la moitié de [HA], [A – ] < [HA], [A – ]/[HA] < 1,
log ([A – ]/[HA]) < 0, et pH < pK a .
Si la soude ajoutée neutralise plus que la moitié de [HA], [A – ] > [HA], [A – ]/[HA] > 1, log
([A–]/[HA]) > 0, et pH > pK a .
La figure suivante résume ces trois situations et montre l’évolution du pH d’une solution
d’un acide faible (pK a = 5) à la concentration de 0,1 mol. L –1 en présence de concentrations croissantes de soude.
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
0
0,02
0,04
0,06
0,08
0,1
0,12
pH
NaOH, mol.L – 1
0,05
[A – ] = [HA]
pH = pK a
[A – ] < [HA]
pH < pK a
[A – ] > [HA]
pH > pK a
3. TAMPON DE pH
Une solution d’acide faible partiellement neutralisée constitue un tampon de pH : la
présence simultanée de l’acide conjugué et de la base conjuguée s’oppose à de fortes
variations de pH consécutives à l’addition d’ions OH – ou H + . Cet effet tampon est particulièrement remarquable au voisinage de la demi–titration de l’acide (dans le cas présent,
[NaOH] = 0,05 mol L –1 ).
L’addition d’ions OH – neutralise les ions H 3 O + présents, mais ces derniers sont pratiquement remplacés par une dissociation accrue de l’acide conjugué HA ; cette dissociation
compense en grande partie l’addition des ions OH – .
À l’inverse, si l’on ajoute des ions H + , ils se fixent en grande partie sur la base conjuguée
A – , ce qui contribue à l’augmentation de la concentration de HA ; la base conjuguée
absorbe la majorité des ions H + ajoutés.
En pratique, une solution d’acide faible exerce un effet tampon pour des valeurs de pH
comprises entre pK a –1 et pK a +1 ; dans le cas présent, entre pH 4 et pH 6.
9782100724185-Livre.indb 37
20/05/15 19:11
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L’équation 5, connue sous le nom d’équation d’Henderson-Hasselbalch, permet d’évaluer
le pH d’une solution d’acide faible mélangé avec une base forte, pour autant que l’apport
d’ions OH – soit inférieur à la quantité initiale de l’acide HA. En particulier, si la base
forte neutralise à 50 % l’acide HA, les concentrations de [A – ] et [HA] sont égales, et
log ([A – ]/[HA]) = log 1 = 0 ; dans ce cas particulier,
pH pK a
Si la soude ajoutée neutralise moins que la moitié de [HA], [A – ] < [HA], [A – ]/[HA] < 1,
log ([A – ]/[HA]) < 0, et pH < pK a .
Si la soude ajoutée neutralise plus que la moitié de [HA], [A – ] > [HA], [A – ]/[HA] > 1, log
([A–]/[HA]) > 0, et pH > pK a .
La figure suivante résume ces trois situations et montre l’évolution du pH d’une solution
d’un acide faible (pK a = 5) à la concentration de 0,1 mol. L –1 en présence de concentrations croissantes de soude.
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pH
NaOH, mol.L – 1
0,05
[A – ] = [HA]
pH = pK a
[A – ] < [HA]
pH < pK a
[A – ] > [HA]
pH > pK a
3. TAMPON DE pH
Une solution d’acide faible partiellement neutralisée constitue un tampon de pH : la
présence simultanée de l’acide conjugué et de la base conjuguée s’oppose à de fortes
variations de pH consécutives à l’addition d’ions OH – ou H + . Cet effet tampon est particulièrement remarquable au voisinage de la demi–titration de l’acide (dans le cas présent,
[NaOH] = 0,05 mol L –1 ).
L’addition d’ions OH – neutralise les ions H 3 O + présents, mais ces derniers sont pratiquement remplacés par une dissociation accrue de l’acide conjugué HA ; cette dissociation
compense en grande partie l’addition des ions OH – .
À l’inverse, si l’on ajoute des ions H + , ils se fixent en grande partie sur la base conjuguée
A – , ce qui contribue à l’augmentation de la concentration de HA ; la base conjuguée
absorbe la majorité des ions H + ajoutés.
En pratique, une solution d’acide faible exerce un effet tampon pour des valeurs de pH
comprises entre pK a –1 et pK a +1 ; dans le cas présent, entre pH 4 et pH 6.
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