Calculer le pH et étudier les équilibres acido-basiques.
ChimieTerminaleChapitre 2 / 11⏱ 11 h
Ce que tu sauras faire à la fin
Calculer le pH d'une solution d'acide fort, faible ou de base
Exploiter un pKa
Construire un diagramme de prédominance
Une vendeuse de bissap à Dakar qui contrôle l'acidité de sa préparation, un agronome de Kaolack qui teste un sol avant de semer l'arachide, un médecin qui surveille le pH du sang d'un patient à 7,4, une usine qui doit vérifier que ses rejets n'acidifient pas une rivière : dans chacune de ces situations, une même grandeur commande la décision, le pH. Ce chapitre te donne les moyens de la calculer, et non plus seulement de la lire sur un papier indicateur ou un afficheur.
Jusqu'ici, tu savais qu'un acide « pique » et qu'une base est « savonneuse », qu'un indicateur coloré change de teinte, qu'un pH-mètre affiche un nombre entre 0 et 14. Cette année change la nature de ce que tu sais faire : à partir de la concentration d'une espèce dissoute et d'une constante qui caractérise cette espèce, tu vas démontrer et utiliser des formules qui donnent le pH avant toute mesure — et, à l'inverse, remonter d'un pH mesuré à la concentration d'une solution inconnue. C'est exactement ce que fait un laboratoire de contrôle qualité.
La théorie de Brønsted fournit le langage commun : un acide cède un proton, une base le capte. L'eau elle-même, en s'ionisant très légèrement, impose une contrainte — le produit ioniqueKe — qui relie pH acide et pH basique. Les acides et bases forts réagissent totalement avec l'eau, ce qui donne des formules simples ; les acides et bases faibles, eux, s'arrêtent à un équilibre gouverné par la constante d'aciditéKa, ce qui est le cas de la quasi-totalité des espèces chimiques et biologiques (acide éthanoïque, ammoniac, dioxyde de carbone dissous dans le sang…). Tu apprendras enfin à prévoir, sans aucun calcul, quelle espèce d'un couple prédomine à un pH donné, et quelle réaction se produit préférentiellement lorsqu'on mélange deux couples.
Une méthode reviendra sans cesse : poser l'équation, identifier l'approximation qui simplifie le calcul, puis la vérifier a posteriori. C'est exactement la démarche qu'attend un sujet de baccalauréat — et c'est celle d'un chimiste au travail : jamais de formule appliquée aveuglément.
1Couples acide/base et théorie de Brönsted
La première tâche d'un chimiste face à une réaction acide-base est de repérer qui donne un proton et qui le reçoit. C'est tout l'objet de la théorie proposée indépendamment en 1923 par le Danois Johannes Brönsted et l'Anglais Thomas Lowry.
Définition — acide et base de Brönsted
Un acide (de Brönsted) est une espèce chimique capable de céder un protonH+. Une base (de Brönsted) est une espèce chimique capable de capter un protonH+.
À tout acide AH correspond, après perte d'un proton, sa base conjuguéeA− ; à toute base B correspond, après gain d'un proton, son acide conjuguéBH+. Le couple qu'ils forment se note AH/A− (ou BH+/B) et vérifie, en solution aqueuse :
AH⇌A−+H+
Le proton H+ est une espèce beaucoup trop réactive pour exister libre en solution aqueuse : à peine libéré par un acide, il est immédiatement capté par une molécule d'eau, qui joue alors le rôle de base.
Propriété — le couple de l'eau solvant
L'eau, en tant que base, capte un proton pour former l'ion oxonium (ou hydronium) :
H2O+H+→H3O+
Le couple H3O+/H2O est donc de tous les couples acide/base celui qui intervient dans chaque réaction en solution aqueuse.
Une réaction acide-base en solution aqueuse est donc toujours, in fine, un transfert de proton entre deux couples : l'acide AH1 d'un couple cède son proton à la base A2− d'un autre couple.
Théorème — équation générale d'une réaction acide-base
Soient deux couples A1H/A1− (constante Ka1) et A2H/A2− (constante Ka2). La réaction entre l'acide du premier couple et la base du second s'écrit :
A1H+A2−⇌A1−+A2H
Elle correspond à la somme des deux demi-équations : A1H⇌A1−+H+ et A2−+H+⇌A2H.
Figure 1 — Le proton libéré par l'acide éthanoïque (couple CH3COOH/CH3COO−) est immédiatement capté par une molécule d'eau, base du couple H3O+/H2O.
1.1 Ampholytes : une espèce, deux couples
Certaines espèces peuvent, selon le partenaire rencontré, se comporter soit comme un acide, soit comme une base : on les dit amphotères (ou ampholytes).
Exemple — l'eau et l'ion hydrogénocarbonate sont des ampholytes
L'eau appartient à deux couples : elle est la base du couple H3O+/H2O et l'acide du couple H2O/OH−.
L'ion hydrogénocarbonate HCO3− appartient lui aussi à deux couples : acide du couple HCO3−/CO32−, il peut céder un proton ; base du couple H2CO3/HCO3−, il peut au contraire en capter un.
HCO3−+H2O⇌CO32−+H3O+(HCO3− acide)
HCO3−+H2O⇌H2CO3+OH−(HCO3− base)
Exemple — écrire une réaction acide-base entre deux couples
On fait réagir le chlorure d'ammonium (source de l'ion NH4+, couple NH4+/NH3) avec l'eau. L'eau se comporte ici en base : c'est le couple H3O+/H2O qui intervient, avec H2O comme base.
NH4+⇌NH3+H+demi-équation du couple 1 (acide)
H2O+H+⇌H3O+demi-équation du couple 2 (base)
d'oùNH4++H2O⇌NH3+H3O+somme des deux demi-équations, le H+ intermédiaire disparaît
Attention
Ne confonds jamais un couple avec une réaction. NH4+/NH3 est un couple (deux espèces reliées par un échange de proton) ; NH4++H2O⇌NH3+H3O+ est une réaction, qui met en jeu deux couples à la fois. Une erreur classique au bac est d'écrire une demi-équation seule comme si elle décrivait une transformation réelle en solution : le proton H+ libre n'existe pas en solution aqueuse.
Chimie & Co — un débat scientifique de trente-neuf ans
En 1884, le Suédois Svante Arrhenius (prix Nobel de chimie 1903) propose la première théorie moderne : un acide est une espèce qui libère des ions H+ dans l'eau, une base une espèce qui libère des ions OH−. La théorie fonctionne bien, mais elle a un défaut : elle ne s'applique qu'à l'eau, et elle ne peut pas expliquer pourquoi l'ammoniac NH3, qui ne contient pourtant aucun groupe OH, rend une solution basique.
En 1923, indépendamment et à quelques mois d'écart, le Danois Johannes Nicolaus Brönsted et l'Anglais Thomas Martin Lowry publient chacun une théorie plus générale : l'acidité et la basicité ne sont plus définies par rapport à l'eau, mais par l'échange d'un proton entre deux espèces quelconques. Cette définition, encore enseignée aujourd'hui sous le nom de théorie de Brönsted-Lowry, reste valable dans n'importe quel solvant, et pas seulement dans l'eau.
2Produit ionique de l'eau
2.1 Le pH : définition et mesure
Définition — pH
Le pH (potentiel Hydrogène) d'une solution aqueuse est défini, pour une concentration en ions oxonium [H3O+] exprimée en mol⋅L−1, par :
pH=−log[H3O+]soit[H3O+]=10−pH
Le pH est un nombre sans unité (c'est le logarithme d'un rapport [H3O+]/c∘ à la concentration de référence c∘=1mol⋅L−1). Dans les solutions usuelles, il varie de 0 à 14, mais rien n'interdit mathématiquement des valeurs en dehors de cet intervalle pour des solutions très concentrées.
On mesure le pH d'une solution de deux façons : qualitativement avec du papier pH (bandelette imprégnée d'indicateurs colorés, précision ±0,5 unité environ, comparée à une échelle de teintes), ou quantitativement avec un pH-mètre, dont l'électrode de verre délivre une tension proportionnelle au pH — après un étalonnage préalable avec des solutions tampons de pH connu, indispensable avant toute mesure fiable.
Figure 2 — Montage de mesure du pH : l'électrode de verre, plongée dans la solution agitée, est reliée à un afficheur numérique préalablement étalonné.
2.2 Autoprotolyse de l'eau et produit ionique Ke
L'eau pure n'est pas chimiquement inerte : deux molécules d'eau peuvent réagir entre elles, l'une jouant le rôle d'acide et l'autre de base. C'est l'autoprotolyse (ou autoionisation) de l'eau.
Définition — produit ionique de l'eau
2H2O⇌H3O++OH−
Cette réaction, très limitée, est caractérisée par une constante appelée produit ionique de l'eau, notée Ke :
Ke=[H3O+][OH−]=1,0×10−14aˋ25°C
On définit de même pKe=−logKe, soit pKe=14,0 à 25 °C. Cette relation est vraie dans toute solution aqueuse, pure ou non, acide ou basique : l'eau et ses ions H3O+, OH− sont toujours présents ensemble.
Démonstration — relation pH+pOH=pKe
On définit par analogie pOH=−log[OH−].
Ke=[H3O+][OH−]
⇒−logKe=−log[H3O+]−log[OH−]le logarithme d'un produit est la somme des logarithmes
⇒pKe=pH+pOH
À 25 °C, cette relation s'écrit simplement pH+pOH=14,0.
2.3 Solutions acides, neutres, basiques
Propriété — classement d'une solution à 25 °C
solution neutre : [H3O+]=[OH−]=10−7mol⋅L−1, soit pH=7,0 ;
solution acide : [H3O+]>[OH−], soit pH<7,0 ;
solution basique : [H3O+]<[OH−], soit pH>7,0.
Exemple — classer une eau de pluie
Une eau de pluie « propre » a un pH de 5,6, du fait du dioxyde de carbone atmosphérique dissous.
[H3O+]=10−5,6
=2,5×10−6mol⋅L−1
[OH−]=[H3O+]Ke=2,5×10−61,0×10−14
=4,0×10−9mol⋅L−1[H3O+]>[OH−] : la pluie « normale » est bien acide
Exemple — le sang, une solution très légèrement basique
Le pH du sang artériel se maintient entre 7,35 et 7,45 (valeur usuelle 7,4) grâce à plusieurs systèmes tampons, dont le couple H2CO3/HCO3− que tu retrouveras en section 7. Comme 7,4>7,0, le sang est une solution basique, quoique très proche de la neutralité — un écart de pH de seulement 0,4 à 0,5 unité en dehors de cette plage met déjà la vie en danger.
Attention — Ke dépend de la température
La valeur Ke=1,0×10−14 n'est vraie qu'à 25 °C : l'autoprotolyse de l'eau est une réaction favorisée par la chaleur, donc Keaugmente avec la température. À 37 °C (température du corps humain), Ke≈2,4×10−14, soit pKe≈13,6 et un pH neutre voisin de 6,8 — et non plus 7,0. Un piège classique du bac consiste à réutiliser pKe=14 dans un exercice qui précise une température différente de 25 °C.
Chimie & Co — un brasseur invente le pH
En 1909, le chimiste danois Søren Sørensen, alors directeur du laboratoire de chimie des brasseries Carlsberg à Copenhague, cherche un moyen pratique d'exprimer de très faibles concentrations en ions hydrogène — essentielles au contrôle de la fermentation de la bière. Écrire [H+]=0,0000001mol⋅L−1 est peu maniable : il introduit le potentiel Hydrogène, noté pH, comme l'opposé du logarithme décimal de cette concentration.
L'échelle logarithmique de Sørensen s'impose rapidement dans les laboratoires du monde entier, bien au-delà de la brasserie : elle est aujourd'hui l'une des grandeurs les plus mesurées en chimie, en biologie et en médecine.
3pH des acides et bases forts
3.1 Acides forts
Définition — acide fort
Un acide fort est un acide qui réagit totalement (et non plus limitativement) avec l'eau : sa réaction avec l'eau a un avancement final égal à l'avancement maximal. Exemples : l'acide chlorhydrique HCl, l'acide nitrique HNO3.
HCl+H2O→H3O++Cl−
La flèche simple (et non ⇌) traduit précisément ce caractère total : à l'équilibre, il ne reste pratiquement plus de HCl non dissocié.
Démonstration — pH=−logc pour un acide fort
Soit une solution d'acide fort AH de concentration apportée c. La réaction étant totale, elle libère une quantité d'ions H3O+ égale à c ; l'eau, elle, en libère une quantité supplémentaire [OH−] par autoprotolyse (électroneutralité : [H3O+]=[A−]+[OH−]=c+[OH−]).
[H3O+]=c+[OH−]électroneutralité de la solution
si c≫10−7mol⋅L−1, alors [OH−]≪capproximation : l'eau apporte très peu d'ions H3O+ devant l'acide
⇒[H3O+]≈c
⇒pH=−log[H3O+]≈−logc
Domaine de validité : pour 10−6mol⋅L−1≲c≲10−1mol⋅L−1 environ. En-deçà, l'autoprotolyse de l'eau n'est plus négligeable devant l'acide (il faut résoudre [H3O+]2−c[H3O+]−Ke=0) ; au-delà, la solution est trop concentrée pour assimiler activité et concentration.
Exemple — pH d'une solution d'acide chlorhydrique
On dissout de l'acide chlorhydrique pour obtenir une solution de concentration c=5,0×10−3mol⋅L−1.
c=5,0×10−3mol⋅L−1bien compris entre 10−6 et 10−1 : formule valable
pH=−log(5,0×10−3)
=2,30
Attention — un diacide fort libère deux fois plus d'ions H3O+
L'acide sulfurique H2SO4 est un diacide fort : on admet, en Terminale, que ses deux acidités sont totalement libérées. Une mole de H2SO4 dissoute fournit alors deux moles d'ions H3O+ : [H3O+]=2c, et non c. Oublier ce facteur 2 est une erreur fréquente au baccalauréat.
3.2 Bases fortes
Définition — base forte
Une base forte se dissocie totalement dans l'eau. Exemples : l'hydroxyde de sodium NaOH (soude), l'hydroxyde de potassium KOH (potasse).
NaOH→Na++OH−
Démonstration — pH=14+logc pour une base forte
Pour une base forte de concentration apportée c, la dissociation totale libère [OH−]≈c (même raisonnement et même domaine de validité que pour l'acide fort, en négligeant l'apport de l'eau).
[OH−]≈c
⇒pOH=−logc
pH=pKe−pOH=14−pOHà 25 °C, relation pH+pOH=pKe
⇒pH=14−(−logc)
=14+logc
Exemple — pH d'une solution d'hydroxyde de sodium
Une solution de NaOH a pour concentration c=2,0×10−2mol⋅L−1.
pH=14+log(2,0×10−2)
=14+(−1,70)
=12,30
Le suc gastrique illustre bien le domaine des acides forts : produit par l'estomac pour dénaturer les protéines et activer la pepsine, il doit sa très forte acidité (pH ≈1,5 à 2) à de l'acide chlorhydrique sécrété par la muqueuse gastrique — un pH si bas que la paroi de l'estomac se renouvelle sans cesse pour ne pas s'auto-digérer.
Figure 3 — De l'acide de batterie à la soude concentrée, quatorze unités de pH séparent des solutions dont la concentration en H3O+ varie d'un facteur 1014.
Exemple — pluie acide au voisinage d'une zone industrielle
Une pluie « normale » a un pH de 5,6 (dû au CO2 atmosphérique dissous). Au voisinage d'une raffinerie, les oxydes de soufre et d'azote rejetés forment, avec l'eau atmosphérique, de l'acide sulfurique et de l'acide nitrique — des acides forts qui abaissent nettement le pH des précipitations, parfois jusqu'à 4 ou moins : c'est le phénomène des pluies acides, qui attaquent les sols, les forêts et les monuments calcaires.
4Constante d'acidité Ka et pKa
4.1 Définition de la constante d'acidité
Définition — constante d'acidité
Pour un couple acide/base AH/A−, la réaction avec l'eau
AH+H2O⇌A−+H3O+
est caractérisée par une constante d'équilibre appelée constante d'acidité du couple, notée Ka :
Ka=[AH][A−][H3O+]etpKa=−logKa
où les concentrations sont celles à l'équilibre, exprimées en mol⋅L−1 (rigoureusement, Ka est un nombre sans dimension, chaque concentration étant rapportée à c∘=1mol⋅L−1).
Propriété
Ka (donc pKa) ne dépend que de la température, jamais de la concentration : c'est une caractéristique du couple, au même titre qu'une masse molaire est une caractéristique d'une espèce. Plus Ka est grand (donc pKa petit), plus l'acide AH est dissocié à l'équilibre, donc plus il est fort.
Exemple — déterminer Ka à partir d'une mesure de pH
On mesure pH=2,95 pour une solution d'acide benzoïque C6H5COOH de concentration apportée c=0,020mol⋅L−1.
[H3O+]=10−2,95=1,12×10−3mol⋅L−1
[A−]≈[H3O+]=1,12×10−3mol⋅L−1tout H3O+ provient de l'acide, l'eau en apporte une quantité négligeable
[AH]≈c−[H3O+]=0,020−0,00112=1,888×10−2mol⋅L−1
Ka=1,888×10−2(1,12×10−3)2
=6,7×10−5
⇒pKa=4,18cohérent, aux incertitudes de mesure près, avec la valeur tabulée pKa≈4,20
4.2 Classement des couples acide/base
Comme les couples acide/base sont extrêmement nombreux, on les range dans une échelle unique de pKa, qui permet de comparer directement leur force les uns aux autres.
Couple
pKa
Remarque
H3O+/H2O
0,0
acide le plus fort pouvant exister dans l'eau
HCOOH/HCOO− (méthanoïque)
3,8
acide des fourmis et des orties
acide lactique / lactate
3,9
fatigue musculaire, lait fermenté
C6H5COOH/C6H5COO− (benzoïque)
4,2
conservateur alimentaire
CH3COOH/CH3COO− (éthanoïque)
4,8
vinaigre
H2CO3/HCO3−
6,4
tampon du sang, eaux gazeuses
NH4+/NH3
9,2
ammoniac, engrais azotés
HCO3−/CO32−
10,3
seconde acidité du CO2 dissous
H2O/OH−
14,0
base la plus forte pouvant exister dans l'eau
Attention — « acide fort » et « acide plus fort » ne se mesurent pas pareil
Un acide fort (section 3) est un acide dont la réaction avec l'eau est totale : HCl, HNO3 n'apparaissent même pas dans le tableau ci-dessus, car leur pKa réel est négatif — ils sont plus forts que H3O+, donc entièrement « nivelés » par l'eau, qui les transforme tous en H3O+. Comparer deux acides faibles entre eux (« plus fort que ») se fait uniquement par leur pKa : plus il est petit, plus l'acide est fort.
4.3 Relation entre Ka et Kb d'un couple conjugué
Propriété
Pour un couple BH+/B, on définit de façon symétrique la constante de basicité Kb=[B][BH+][OH−]. En multipliant les expressions de Ka (pour BH+, acide) et Kb (pour B, base), les termes [BH+] et [B] se simplifient :
Ka×Kb=[H3O+][OH−]=KedoncpKa+pKb=pKe=14,0aˋ25 °C
Ainsi, à un couple de faible pKa (acide fort au sens des couples faibles) correspond une base conjuguée de grand pKb (base faible), et réciproquement.
5Acides et bases faibles
5.1 Réaction limitée et coefficient de dissociation
Définition — acide faible, coefficient de dissociation
Un acide faible ne réagit que partiellement avec l'eau : AH+H2O⇌A−+H3O+ atteint un état d'équilibre où AH et A− coexistent. C'est le cas de la quasi-totalité des acides et bases rencontrés en biologie et dans la vie courante.
On définit le coefficient de dissociationα (ou taux de dissociation final) comme la fraction d'acide effectivement dissociée :
α=n(AH)initialn(A−)eˊq=c[A−]eˊq(0<α<1)
Cette égalité est exacte : l'ion A− ne peut provenir que de la dissociation de AH. En négligeant l'apport propre de l'eau (justifié dès que la solution n'est pas trop proche de la neutralité), on utilise en pratique α≈c[H3O+], car [A−]≈[H3O+].
5.2 pH d'un acide faible
Démonstration — pH=21(pKa−logc)
Soit une solution d'acide faible AH de concentration apportée c et de constante Ka. On note x=[H3O+] à l'équilibre.
[A−]≈xapport de l'eau négligé
[AH]=c−[A−]≈c−x≈capproximation : dissociation faible, x≪c, à vérifier
Ka=[AH][A−][H3O+]≈cx2
⇒x2≈Kac
⇒x≈Kacx>0
pH=−logx≈−logKac=−21log(Kac)
=−21(logKa+logc)
=21(pKa−logc)
Vérification obligatoire : une fois pH calculé, on revient à [H3O+]=10−pH et l'on contrôle que α=[H3O+]/c<5% environ. Si ce n'est pas le cas, l'approximation [AH]≈c n'est plus licite : il faut résoudre exactement x2+Kax−Kac=0 (équation du second degré obtenue sans approximer [AH]).
Exemple — pH d'une solution d'acide méthanoïque
c=0,10mol⋅L−1, pKa(HCOOH/HCOO−)=3,8.
pH=21(3,8−log0,10)
=21(3,8+1)
=2,40
Vérification :[H3O+]=10−2,40=4,0×10−3mol⋅L−1, donc α=0,104,0×10−3=4,0%<5% : l'approximation est validée.
5.3 pH d'une base faible
Démonstration — pH=7+21(pKa+logc)
Pour une base faible B de concentration c, le même raisonnement appliqué à B+H2O⇌BH++OH− donne, par analogie complète avec la démonstration précédente (en remplaçant Ka par Kb) :
[OH−]≈Kbc
pOH≈21(pKb−logc)
pH=14−pOH=14−21(pKb−logc)
pKb=14−pKarelation de la section 4.3, pKa désignant celui du couple BH+/B
⇒pH=14−21((14−pKa)−logc)
=7+21(pKa+logc)
Même domaine de validité (dissociation faible), à vérifier par α=[OH−]/c<5%.
En reprenant [A−]=[H3O+]=cα et [AH]=c(1−α)sans approximer cette dernière expression, la définition de Ka devient :
Ka=c(1−α)(cα)(cα)=1−αcα2
Cette relation montre que, à Ka fixé, αaugmente quand cdiminue : un acide faible se dissocie davantage lorsqu'on le dilue (contrairement à un acide fort, toujours totalement dissocié).
Chimie & Co — la loi de dilution d'Ostwald
Le chimiste letton-allemand Wilhelm Ostwald (1853-1932), l'un des fondateurs de la chimie physique moderne, établit cette loi en 1888 alors qu'il étudie systématiquement la conductivité électrique des solutions d'acides faibles à différentes dilutions. En mesurant comment la conductivité — donc le taux de dissociation α — évolue avec la concentration, il parvient à extraire une constante indépendante de la dilution : la constante d'acidité Ka telle que nous la définissons encore aujourd'hui.
Ostwald reçoit le prix Nobel de chimie en 1909 pour l'ensemble de ses travaux sur la catalyse, les équilibres chimiques et les vitesses de réaction.
6Diagramme de prédominance
6.1 La relation pH=pKa+log[AH][A−]
Démonstration
Ka=[AH][A−][H3O+]
⇒[H3O+]=Ka[A−][AH]
⇒−log[H3O+]=−logKa−log[A−][AH]
=pKa+log[AH][A−]−log(1/y)=logy
d'oùpH=pKa+log[AH][A−]
Propriété — prédominance
si pH<pKa : [AH]>[A−], la forme acide prédomine ;
si pH>pKa : [A−]>[AH], la forme basique prédomine ;
si pH=pKa : [AH]=[A−] exactement.
Exemple — la règle du ±1
Que devient le rapport [A−]/[AH] à une unité de pH de part et d'autre du pKa ?
si pH=pKa−1 : log[AH][A−]=−1
⇒[AH][A−]=10−1=0,10soit environ 9% de A− : AH est très majoritaire
si pH=pKa+1 : [AH][A−]=10soit environ 91% de A− : A− est très majoritaire
On retient qu'à plus d'une unité de pH du pKa, une espèce représente déjà plus de 90% du couple.
6.2 Construire un diagramme de prédominance
Méthode — tracer le diagramme de prédominance d'un couple
On place le pKa du couple sur un axe de pH gradué. À gauche de cette valeur, on inscrit la forme acide ; à droite, la forme basique. On matérialise en général aussi les bornes pKa−1 et pKa+1, qui délimitent la zone où les deux formes coexistent en proportions comparables.
Figure 4 — Diagramme de prédominance du couple CH3COOH/CH3COO− : en-dessous de pKa−1, l'acide domine à plus de 90% ; au-dessus de pKa+1, c'est la base.
6.3 Courbes de distribution des espèces
On peut représenter, de façon continue et non plus seulement par zones, le pourcentage de chaque forme en fonction du pH. En posant x=[A−]/[AH]=10pH−pKa, le pourcentage de forme basique s'écrit %A−=100x/(1+x), ce qui se réarrange en :
%A−=1+10pKa−pH100%AH=100−%A−
Figure 5 — Courbes de distribution du couple CH3COOH/CH3COO− : les deux courbes se croisent exactement à pH=pKa, où chaque forme représente 50%.
7Domaines de prédominance et pH
7.1 Réaction entre deux couples : la règle du gamma
Lorsqu'on mélange les espèces de deux couples acide/base différents, quelle réaction se produit réellement ? La réponse se lit directement sur une échelle commune de pKa.
Méthode — la règle du gamma
On place les deux couples sur un même axe de pKa, forme acide en bas, forme basique en haut. La réaction prédominante est toujours celle qui fait réagir l'acide du couple de plus petit pKa avec la base du couple de plus grand pKa — c'est-à-dire l'acide le plus fort disponible avec la base la plus forte disponible. Le trajet « acide en bas à gauche → base en haut à droite » dessine un chemin en forme de Γ (gamma), qui donne son nom à la règle.
Figure 6 — Sur l'échelle des pKa, l'acide CH3COOH (couple de plus petit pKa) réagit avec la base NH3 (couple de plus grand pKa) : trajet en Γ.
7.2 Constante de la réaction prédominante
Démonstration — K=10pKa2−pKa1
Soient deux couples A1H/A1− (constante Ka1) et A2H/A2− (constante Ka2), avec pKa1<pKa2. On étudie la réaction A1H+A2−⇌A1−+A2H, de constante K=[A1H][A2−][A1−][A2H].
=Ka2Ka1[H3O+] se simplifie : K ne dépend que des deux couples
=10pKa2−pKa1
Comme pKa2>pKa1, on a toujours K>1 : la réaction « acide du plus petit pKa + base du plus grand pKa » est toujours favorisée. Par convention, si pKa2−pKa1⩾4 (donc K⩾104), on considère la réaction quasi-totale.
Exemple — réaction entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac
CH3COOH+NH3⇌CH3COO−+NH4+
K=109,2−4,8
=104,4
≈2,5×104K⩾104 : réaction considérée quasi-totale
7.3 Applications : sang et sols agricoles
Application — le tampon carbonique du sang
Le pH sanguin (7,4) est stabilisé par le couple H2CO3/HCO3− (pKa=6,4). Quelle espèce prédomine, et dans quelle proportion ?
log[H2CO3][HCO3−]=pH−pKa=7,4−6,4=1,0
⇒[H2CO3][HCO3−]=10
⇒%HCO3−=1110×100≈90,9%l'ion hydrogénocarbonate est très largement majoritaire dans le sang
C'est précisément parce que les deux formes du couple coexistent, dans un rapport peu sensible aux petits ajouts d'acide ou de base, que ce couple amortit les variations de pH : c'est le principe d'un système tampon, qui sera étudié en détail dans un chapitre ultérieur.
Le même raisonnement gouverne la disponibilité des nutriments dans un sol agricole : la forme sous laquelle se trouvent le phosphore ou l'azote dissous dépend du pH du sol par rapport aux pKa des couples correspondants — un sol trop acide ou trop basique peut ainsi rendre un nutriment moins assimilable par la plante, alors même qu'il est présent en quantité suffisante. C'est un enjeu concret pour l'agriculture, par exemple dans le bassin arachidier du Sénégal (exercice 16).
Fiche mémo
pH=−log[H3O+] ; [H3O+]=10−pH (sans unité) — mesure au pH-mètre étalonné ou au papier pH.
Ke=[H3O+][OH−]=10−14 à 25 °C, pKe=14 ; toujours pH+pOH=pKe.
À 25 °C : pH<7 acide, pH=7 neutre, pH>7 basique (Ke dépend de la température).
Acide fort : réaction totale, pH=−logc (diacide fort : [H3O+]=2c) ; valable pour 10−6≲c≲10−1mol⋅L−1.
Base forte : réaction totale, pH=14+logc, même domaine de validité.
Ka=[AH][A−][H3O+], pKa=−logKa : ne dépend que de la température. KaKb=Ke donc pKa+pKb=14 à 25 °C.
Règle du gamma : entre deux couples, réaction prédominante = acide du plus petit pKa + base du plus grand pKa.
K=10pKa2−pKa1 (avec pKa1<pKa2) ; si K⩾104 (ΔpKa⩾4), réaction quasi-totale.
8Exercices corrigés
Niveau 1 — Application directe
1
Calculer le pH des solutions dont la concentration en ions oxonium est donnée, puis la concentration en ions oxonium des solutions dont le pH est donné.
[H3O+]=2,5×10−3mol⋅L−1
[H3O+]=4,0×10−9mol⋅L−1
pH=5,2
pH=9,7
Voir le corrigé détaillé
pH=−log(2,5×10−3)
=2,60
pH=−log(4,0×10−9)
=8,40
[H3O+]=10−5,2
=6,3×10−6mol⋅L−1
[H3O+]=10−9,7
=2,0×10−10mol⋅L−1
2
Pour chacune des solutions suivantes, calculer [H3O+] et [OH−], puis préciser si la solution est acide, neutre ou basique (25 °C, Ke=10−14).
Une eau de pluie de pH=5,6.
Une eau savonneuse de pH=10,2.
Voir le corrigé détaillé
1.
[H3O+]=10−5,6=2,5×10−6mol⋅L−1
[OH−]=[H3O+]Ke=2,5×10−610−14
=4,0×10−9mol⋅L−1[H3O+]>[OH−] et pH<7 : solution acide
2.
[H3O+]=10−10,2=6,3×10−11mol⋅L−1
[OH−]=6,3×10−1110−14
=1,6×10−4mol⋅L−1[OH−]>[H3O+] et pH>7 : solution basique
3
Calculer le pH d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration c=5,0×10−3mol⋅L−1.
Voir le corrigé détaillé
HCl est un acide fort, totalement dissocié : HCl+H2O→H3O++Cl−. La concentration c est bien comprise entre 10−6 et 10−1mol⋅L−1 : la formule pH=−logc s'applique.
pH=−log(5,0×10−3)
=2,30
4
Calculer le pH d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration c=2,0×10−2mol⋅L−1.
Voir le corrigé détaillé
NaOH est une base forte : NaOH→Na++OH−, totale. Domaine de validité vérifié.
pH=14+log(2,0×10−2)
=14−1,70
=12,30
5
On fait réagir l'acide méthanoïque HCOOH avec l'ammoniac NH3. Identifier les deux couples acide/base en présence, puis écrire l'équation de la réaction.
Voir le corrigé détaillé
Le premier couple est HCOOH/HCOO− (HCOOH cède un proton), le second est NH4+/NH3 (NH3 capte un proton).
HCOOH⇌HCOO−+H+
NH3+H+⇌NH4+
d'oùHCOOH+NH3⇌HCOO−+NH4+
6
On donne : pKa(HCOOH/HCOO−)=3,8 ; pKa(CH3COOH/CH3COO−)=4,8 ; pKa(NH4+/NH3)=9,2 ; pKa(HCO3−/CO32−)=10,3.
Classer ces quatre acides par force décroissante.
À pH=6,0, quelle espèce prédomine pour chacun des deux premiers couples ?
Voir le corrigé détaillé
1. Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort : HCOOH>CH3COOH>NH4+>HCO3−.
2. À pH=6,0 : pour HCOOH/HCOO− (pKa=3,8), pH>pKa donc HCOO− prédomine. Pour NH4+/NH3 (pKa=9,2), pH<pKa donc NH4+ prédomine.
Niveau 2 — Approfondissement
7
On prépare une solution d'acide benzoïque C6H5COOH (pKa=4,2) de concentration c=0,050mol⋅L−1. Calculer le pH de cette solution, puis son coefficient de dissociation α.
Voir le corrigé détaillé
pH=21(4,2−log0,050)
=21(4,2+1,30)
=2,75
Vérification :
[H3O+]=10−2,75=1,78×10−3mol⋅L−1
α=c[H3O+]=0,0501,78×10−3
=3,6%<5% : approximation validée, pH=2,75 est correct
8
On prépare une solution aqueuse d'ammoniac NH3 (pKa(NH4+/NH3)=9,2) de concentration c=0,050mol⋅L−1. Calculer le pH de cette solution et son coefficient de dissociation.
Voir le corrigé détaillé
pH=7+21(9,2+log0,050)
=7+21(9,2−1,30)
=10,95
Vérification :
pOH=14−10,95=3,05
[OH−]=10−3,05=8,9×10−4mol⋅L−1
α=0,0508,9×10−4
=1,8%<5% : approximation validée
9
Le couple CH3COOH/CH3COO− a pour pKa=4,8. Une solution a un pH=5,5. Quel est le rapport [CH3COO−]/[CH3COOH] ? En déduire le pourcentage de chaque forme, et placer ce pH sur un diagramme de prédominance.
Voir le corrigé détaillé
log[CH3COOH][CH3COO−]=pH−pKa=5,5−4,8=0,7
⇒[CH3COOH][CH3COO−]=100,7=5,0
⇒%CH3COO−=6,05,0×100≈83,4%
%CH3COOH≈16,6%pH>pKa : la base conjuguée prédomine largement, cohérent
Figure 7 — À pH=5,5, soit 0,7 unité au-dessus du pKa, l'ion éthanoate représente déjà 83,4% du couple.
10
On mélange une solution contenant de l'acide méthanoïque HCOOH (pKa=3,8) avec une solution contenant des ions carbonate CO32− (couple HCO3−/CO32−, pKa=10,3). Écrire l'équation de la réaction prédominante, calculer sa constante K, et conclure sur son caractère total ou non.
Voir le corrigé détaillé
Le couple HCOOH/HCOO− a le plus petit pKa : c'est son acide, HCOOH, qui réagit avec la base du couple de plus grand pKa, c'est-à-dire CO32−.
HCOOH+CO32−⇌HCOO−+HCO3−
K=10pKa2−pKa1=1010,3−3,8
=106,5
≈3,2×106K≫104 : réaction quasi-totale
11
On compare l'effet d'une dilution par 10 sur le pH d'un acide fort et d'un acide faible.
Une solution de HCl à 1,0×10−2mol⋅L−1 est diluée dix fois. Calculer le pH avant et après dilution.
Une solution de CH3COOH (pKa=4,8) à 0,10mol⋅L−1 est diluée dix fois. Calculer le pH avant et après dilution (on vérifiera l'approximation dans les deux cas).
3. Le pH d'un acide fort augmente exactement de 1 unité par facteur 10 de dilution, alors que celui de l'acide faible n'augmente que de 0,5 unité : la dilution favorise la dissociation de l'acide faible (loi d'Ostwald, α passe de 1,3% à 4,0%), ce qui compense en partie la baisse de concentration et amortit la remontée du pH.
Niveau 3 — Type bac
12
On étudie une solution d'acide lactique (couple noté AH/A−, pKa=3,9) de concentration apportée c=1,0×10−2mol⋅L−1.
Écrire l'équation de la réaction de l'acide lactique avec l'eau.
Calculer le pH par la formule approchée, puis vérifier si l'approximation est valable.
La conclusion précédente impose de résoudre l'équation exacte x2+Kax−Kac=0, avec x=[H3O+]. Résoudre cette équation et donner le pH exact.
Comparer les deux valeurs de pH obtenues et commenter.
Voir le corrigé détaillé
1.
AH+H2O⇌A−+H3O+
2. Formule approchée :
pH≈21(3,9−log(1,0×10−2))
=21(3,9+2)
=2,95
Vérification :
[H3O+]≈10−2,95=1,12×10−3mol⋅L−1
α≈1,0×10−21,12×10−3
=11,2%>5% : l'approximation [AH]≈c n'est pas valable ici, il faut résoudre exactement
3.Ka=10−3,9=1,26×10−4.
x2+1,26×10−4x−1,26×10−6=0
discriminant Δ=(1,26×10−4)2+4×1,26×10−6
=5,05×10−6
x=2−1,26×10−4+5,05×10−6on ne garde que la racine positive
=1,06×10−3mol⋅L−1
⇒pHexact=−log(1,06×10−3)
=2,97
4. Le calcul exact donne pH=2,97 contre 2,95 par la formule approchée, soit un écart de seulement 0,02 unité : le pH, grandeur logarithmique, est peu sensible à une erreur de 11% sur la concentration. Le critère des 5% reste néanmoins la bonne pratique à appliquer systématiquement, car l'écart peut devenir bien plus important pour des acides encore plus dilués ou plus faibles ; on note aussi que αexact=x/c=10,6%, proche de la valeur approchée.
13
On mélange V1=50mL d'une solution d'acide éthanoïque CH3COOH à c1=0,10mol⋅L−1 (pKa=4,8) et V2=80mL d'une solution d'ammoniac NH3 à c2=0,10mol⋅L−1 (pKa(NH4+/NH3)=9,2).
Écrire l'équation de la réaction prédominante et calculer sa constante K. Justifier qu'elle peut être considérée comme totale.
Calculer les quantités de matière initiales, déterminer le réactif limitant, et donner la composition du mélange après réaction.
En déduire une valeur approchée du pH final.
Voir le corrigé détaillé
1. Le couple CH3COOH/CH3COO− a le plus petit pKa.
CH3COOH+NH3⇌CH3COO−+NH4+
K=109,2−4,8=104,4
≈2,5×104⩾104 : réaction considérée quasi-totale
2.
n(CH3COOH)0=c1V1=0,10×0,050
=5,0×10−3mol
n(NH3)0=c2V2=0,10×0,080
=8,0×10−3molNH3 est en excès : CH3COOH est le réactif limitant
la réaction, quasi-totale, consomme 5,0mmol de chaque réactif
3. Après réaction, le mélange contient essentiellement le couple NH4+/NH3 restant (l'acide éthanoïque ayant quasi totalement disparu) : on applique la relation de prédominance à ce couple.
pH=pKa+logn(NH4+)n(NH3)le rapport des quantités de matière égale celui des concentrations dans un même volume
=9,2+log5,03,0
=9,2−0,22
=8,98
Le mélange final est basique (pH≈8,98), ce qui est cohérent avec l'excès d'ammoniac introduit.
14
Une solution d'acide sulfurique H2SO4, diacide fort, a un pH mesuré de 2,00 à 25 °C.
Calculer [H3O+], puis la concentration molaire c en H2SO4 de cette solution.
Vérifier que le domaine de validité de la formule utilisée est respecté.
On dispose de V1=100mL de cette solution. Quel volume d'eau distillée faut-il y ajouter pour amener son pH à 3,00 ?
Voir le corrigé détaillé
1.H2SO4 étant un diacide fort totalement dissocié, une mole de H2SO4 libère deux moles de H3O+ : [H3O+]=2c.
[H3O+]=10−2,00
=1,00×10−2mol⋅L−1
c=2[H3O+]=21,00×10−2
=5,00×10−3mol⋅L−1
2.c=5,00×10−3mol⋅L−1 est bien compris entre 10−6 et 10−1mol⋅L−1 : la formule [H3O+]=2c est applicable.
3. L'ajout d'eau ne fait disparaître aucun ion H3O+ déjà libéré par la dissociation totale : la quantité de matière n(H3O+)=[H3O+]×V se conserve lors de la dilution.
Le bissap de Fatou (Dakar). Au marché Sandaga, à Dakar, Fatou vend du bissap, une boisson obtenue par infusion de fleurs d'hibiscus. Son acidité provient essentiellement d'un acide organique que l'on assimile ici, par simplification, à un monoacide faible de pKa=4,7 et de masse molaire M=192g⋅mol−1 (proche de celle de l'acide citrique). Fatou mesure au pH-mètre pH=2,80.
Calculer la concentration molaire c de cet acide dans le bissap, puis sa concentration massique en g⋅L−1.
Vérifier que l'approximation utilisée est valable.
Fatou ajoute à sa préparation un volume égal d'eau. Calculer le nouveau pH, et vérifier qu'il est cohérent avec la relation générale ΔpH=21log2 valable pour une dilution par 2 d'un acide faible.
Voir le corrigé détaillé
1. On inverse la formule pH=21(pKa−logc) :
2pH=pKa−logc
⇒logc=pKa−2pH=4,7−2×2,80
=−0,90
⇒c=10−0,90
=0,126mol⋅L−1
concentration massique =c×M=0,126×192
=24,2g⋅L−1
2.
[H3O+]=10−2,80=1,58×10−3mol⋅L−1
α=0,1261,58×10−3
=1,3%<5% : approximation validée
3. Après dilution par 2, c′=c/2=0,0629mol⋅L−1.
pH′=21(4,7−log0,0629)
=21(4,7+1,20)
=2,95
ΔpH=2,95−2,80=0,15
21log2=21×0,301
=0,15valeurs identiques : résultat cohérent
Le bissap dilué reste très acide (pH=2,95) : diluer de moitié n'augmente le pH que de 0,15 unité, loin d'un bissap « doux ».
16
Un sol du bassin arachidier (Kaolack). Ibrahima, technicien agricole près de Kaolack, étudie un sol destiné à la culture de l'arachide. La disponibilité de certains nutriments y dépend du couple H2CO3/HCO3− (pKa=6,4), pris comme modèle simplifié des équilibres du sol.
Un premier prélèvement donne pH=5,8. Calculer le pourcentage d'ions HCO3− présents.
Après une pluie chargée en CO2 dissous, le pH du sol chute à 5,2. Recalculer ce pourcentage.
Commenter l'évolution de la disponibilité de HCO3− pour la plante.
Voir le corrigé détaillé
1.
log[H2CO3][HCO3−]=5,8−6,4=−0,6
⇒[H2CO3][HCO3−]=10−0,6=0,251
⇒%HCO3−=1,2510,251×100
=20,1%
2.
log[H2CO3][HCO3−]=5,2−6,4=−1,2
⇒[H2CO3][HCO3−]=10−1,2=0,063
⇒%HCO3−=1,0630,063×100
=5,9%
Figure 8 — L'acidification du sol par le CO2 dissous déplace le pH sous le pKa et fait chuter la part d'ions HCO3− disponibles.
3. Le pourcentage d'ions HCO3− chute de 20,1% à 5,9% : l'acidification du sol déplace fortement l'équilibre vers la forme H2CO3, moins utile aux plantes. Un sol trop acide peut donc réduire la disponibilité de certains nutriments, même si leur quantité totale reste inchangée — un enjeu que les agronomes du bassin arachidier surveillent en corrigeant le pH des sols (chaulage) lorsque c'est nécessaire.
17
Pluie acide près d'Abidjan. Koffi, ingénieur environnemental, analyse un échantillon de pluie recueilli près d'une zone industrielle au nord d'Abidjan. Il montre que l'acidité supplémentaire, due aux rejets industriels, provient d'acide nitrique HNO3 (acide fort) à la concentration c=2,0×10−5mol⋅L−1.
Calculer le pH dû à cet acide nitrique.
La pluie « normale », en équilibre avec le CO2 atmosphérique, a un pH de 5,6. Cette pluie est-elle plus ou moins acide ?
On considère qu'en dessous de pH=5,0, les écosystèmes aquatiques commencent à souffrir. Faut-il s'inquiéter ?
Une usine voisine double accidentellement ses émissions, doublant ainsi c. Calculer le nouveau pH et la variation ΔpH.
Voir le corrigé détaillé
1.
pH=−log(2,0×10−5)
=4,70
2.4,70<5,6 : cette pluie est plus acide que la pluie normale — c'est bien une pluie acide.
3.4,70<5,0 : le seuil d'alerte est franchi, la situation est préoccupante pour les milieux aquatiques environnants.
4.
c′=2c=4,0×10−5mol⋅L−1
pH′=−log(4,0×10−5)
=4,40
ΔpH=pH−pH′=4,70−4,40
=0,30cohérent avec −log2≈−0,30 : doubler c abaisse le pH de log2
Le doublement des rejets aggrave nettement la situation, avec un pH qui s'éloigne encore davantage du seuil de 5,0.
Teste-toi gratuitement
8 questions
Acides, bases et pH
Commencer →
📝 QCM de fin de leçon — 20 questions
Coche une réponse par question, puis clique sur « Vérifier mes réponses » : tu obtiens ta note sur 20 avec la correction détaillée de chaque question.
Selon la théorie de Brönsted, un acide est une espèce capable de :
Explication : Par définition de Brönsted, un acide cède un proton H+ ; une base, à l'inverse, en capte un.
Le couple acide/base qui intervient dans toute réaction en solution aqueuse est :
Explication : Le proton H+ libéré par un acide est toujours capté par une molécule d'eau, qui forme l'ion oxonium H3O+ : le couple de l'eau solvant est donc de tous les couples celui présent dans chaque réaction acide-base aqueuse.
Une espèce amphotère (ampholyte) est une espèce qui :
Explication : Une espèce amphotère, comme l'eau ou l'ion HCO3−, appartient à deux couples différents : elle peut céder un proton (acide) ou en capter un (base) selon le partenaire rencontré.
Le pH d'une solution aqueuse est défini par la relation :
Explication : Le pH est l'opposé du logarithme décimal de la concentration en ions oxonium exprimée en mol⋅L−1, c'est un nombre sans unité.
Le produit ionique de l'eau Ke vaut, à 25 °C :
Explication :Ke=[H3O+][OH−]=1,0×10−14 à 25 °C, ce qui correspond à pKe=14,0. Ne confonds pas la valeur de Ke avec celle de pKe.
Un acide fort est un acide dont la réaction avec l'eau est :
Explication : Un acide fort réagit totalement avec l'eau : son avancement final est égal à l'avancement maximal, ce qui se traduit par une flèche simple dans l'équation de réaction.
La constante d'acidité Ka d'un couple AH/A− dépend :
Explication :Ka est une constante caractéristique du couple, comme une masse molaire est caractéristique d'une espèce : elle ne varie qu'avec la température, jamais avec la concentration ou le pH.
Le pH d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration c=1,0×10−2mol⋅L−1 vaut :
Explication :HCl est un acide fort, pH=−logc : pH=−log(1,0×10−2) =2,0.
Une solution d'hydroxyde de sodium a pour concentration c=1,0×10−3mol⋅L−1. Son pH vaut :
Explication :NaOH est une base forte, pH=14+logc : pH=14+log(1,0×10−3) =14−3 =11,0.
On dissout de l'acide sulfurique H2SO4 (diacide fort) pour obtenir une concentration apportée c. La concentration en ions oxonium est alors :
Explication :H2SO4 est un diacide fort dont les deux acidités sont totalement libérées en Terminale : une mole dissoute fournit deux moles d'ions H3O+. Oublier ce facteur 2 est une erreur fréquente au bac.
On mesure pH=3,4 pour une solution d'acide faible de concentration apportée c=1,0×10−2mol⋅L−1. Le pKa du couple vaut approximativement :
Explication : Pour un acide faible, pH=21(pKa−logc), donc pKa=2pH+logc : pKa=2×3,4+log(1,0×10−2) =6,8−2,0 =4,8.
Le pH d'une solution d'acide méthanoïque HCOOH (pKa=3,8) de concentration c=0,10mol⋅L−1 vaut :
Explication : Pour un acide faible : pH=21(pKa−logc) =21(3,8−log0,10) =21(3,8+1) =2,40.
Un chimiste calcule le pH d'un acide faible et trouve un taux de dissociation α=12%. Que doit-il faire ?
Explication : La formule simplifiée n'est valable que si α<5% environ. Au-delà, il faut résoudre exactement x2+Kax−Kac=0 sans approximer [AH]≈c.
D'après la loi de dilution d'Ostwald Ka=1−αcα2, lorsqu'on dilue une solution d'acide faible (à Ka fixé), le taux de dissociation α :
Explication : À Ka fixé, si c diminue, α doit augmenter pour que le rapport cα2/(1−α) reste constant : un acide faible se dissocie davantage lorsqu'on le dilue, contrairement à un acide fort, toujours totalement dissocié.
Pour un couple AH/A−, si pH>pKa, alors :
Explication : D'après pH=pKa+log[AH][A−], si pH>pKa, le logarithme est positif, donc [A−]>[AH] : la forme basique prédomine.
Le couple NH4+/NH3 a pour pKa=9,2. Dans une solution de pH =10,2, le pourcentage approximatif de NH3 est :
Explication : On est à pH=pKa+1, soit un écart d'une unité au-dessus du pKa. D'après la règle du ±1, le rapport [NH3]/[NH4+]=10, soit environ 91% de NH3, forme basique très majoritaire.
On mélange les couples CH3COOH/CH3COO− (pKa=4,8) et NH4+/NH3 (pKa=9,2). D'après la règle du gamma, la réaction prédominante est :
Explication : La règle du gamma fait réagir l'acide du couple de plus petit pKa (CH3COOH) avec la base du couple de plus grand pKa (NH3), donnant CH3COO− et NH4+.
Pour la réaction entre les couples de l'exercice précédent, la constante d'équilibre K=10pKa2−pKa1=104,4≈2,5×104. On peut en conclure que la réaction est :
Explication : Par convention, si pKa2−pKa1⩾4 (soit K⩾104), la réaction est considérée comme quasi-totale ; c'est le cas ici avec ΔpKa=4,4.
Le pH sanguin est de 7,4, stabilisé par le couple H2CO3/HCO3− de pKa=6,4. Quelle espèce prédomine dans le sang ?
Explication :pH−pKa=7,4−6,4=1,0, donc [HCO3−]/[H2CO3]=10, soit %HCO3−=10/11×100≈90,9% : l'ion hydrogénocarbonate est très largement majoritaire.
Un agronome mesure un pH de sol de 4,5 au Sénégal, jugé trop acide pour la culture de l'arachide. Quelle est l'affirmation correcte ?
Explication : Comme pour tout couple acide/base, la proportion des deux formes dépend de la position du pH par rapport au pKa : un sol trop acide ou trop basique peut déplacer l'équilibre vers une forme du nutriment moins assimilable par la plante, même si celui-ci est présent en quantité suffisante.
