Equilibres acide-base




Calcul du pH d’une
base faible
 Calcul du pH d’une base faible

Méthode de la réaction prépondérante
A–




Mise en solution

H2O
H2O A–(aq)


 Reporter sur un axe de pKA l’ensemble des couples acido-basiques impliqués.

pKA

HO– H2O 14,0



A– AH pKA


H2O H3O+ 0,0
 Calcul du pH d’une base faible

Méthode de la réaction prépondérante
A–




Mise en solution

H2O
H2O A–(aq)


 Entourer les acides et les bases présents en solution.

pKA

HO– H2O 14,0



A– AH pKA


H2O H3O+ 0,0
 Calcul du pH d’une base faible

Méthode de la réaction prépondérante
A–




Mise en solution

H2O
H2O A–(aq)


 Parmi l’ensemble des réactions possibles, sélectionner la réaction prépondérante (réaction pour
laquelle la constante d’équilibre est la plus grande).
pKA

HO– H2O 14,0

A– + H2O = AH + HO– K = KA/Ke = KB RP

A– AH pKA
H2O + H2O = H3O+ + HO– Ke = 10-14

H2O H3O+ 0,0
 Calcul du pH d’une base faible

Méthode de la réaction prépondérante

A– + H2O = HO– + AH K = KB

Etat initial C Excès - -
Equilibre C– Excès  



AH.HO   2
 
KB
A 
C

Si K < 10-3 Si K > 10-3
Valeurs empiriques
La base est peu protonée ( << C) La base est moyennement protonée

2
KB 
C Il faut résoudre l’équation du 2d degré
pour obtenir le pH
 
K e  H 3O  . HO   Ke 2 + KB. - KB.C = 0
  K B .C h
K B .C

pH  14  .pK B  log C 
1
2
 Calcul du pH d’une base faible

Méthode de la réaction prépondérante

Une fois le pH déterminé, il faut vérifier la validité des hypothèses qui ont été faites pour obtenir le pH


 Il faut vérifier que la réaction d’autoprotolyse de l’eau est bien négligeable et qu’elle ne
fixe pas le pH.

Si la valeur du pH calculée est supérieure à 7,5 alors la réaction d’autoprotolyse de l’eau est
effectivement négligeable.




 Si on a supposé l’avancement de la RP négligeable, il faut vérifier que le pH obtenu se
trouve dans le domaine de la base (pH > pKA + 1). On peut effectuer cette vérification à l’aide
d’un diagramme de prédominance.
 Calcul du pH d’une base faible

Exemple

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-1 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7




pKA

HO– H2O 14,0

CH3NH2 + H2O = CH3NH3+ + HO– KB = 10-3,3 CH3NH2 CH3NH3+ 10,7

RP

H2O H3O+ 0,0
 Calcul du pH d’une base faible

Exemple

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-1 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7



CH3NH2 + H2O = CH3NH3+ + HO– KB = 10-3,3

Etat initial 10-1 Excès - -
Equilibre 10-1 –  Excès  



KB 
HO . CH NH 

3

3 2
K B  1
KB < 10-3
2
K B  1
CH3NH2  10   10




  10 1.K B   10 1 * 10 3,3  = 10-2,15 mol.L-1

h = 10-11,85 mol.L-1 pH = 11,85
 Calcul du pH d’une base faible

Exemple

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-1 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7



Vérifications :


 pH > 7,5 Réaction d’autoprotolyse de l’eau négligeable 



Coexistence
 CH3NH3+ majoritaire des 2 espèces CH3NH2 majoritaire
pH
9,7 10,7 11,7

pH = 11,85


pH > pKA + 1 Avancement de la RP négligeable 
 Calcul du pH d’une base faible

Influence de la concentration de la base faible

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-3 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7




pKA

HO– H2O 14,0

CH3NH2 + H2O = CH3NH3+ + HO– KB = 10-3,3 CH3NH2 CH3NH3+ 10,7

RP

H2O H3O+ 0,0
 Calcul du pH d’une base faible

Influence de la concentration de la base faible

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-3 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7



CH3NH2 + H2O = CH3NH3+ + HO– KB = 10-3,3

Etat initial 10-3 Excès - -

Equilibre 10-3 –  Excès  



KB 
HO . CH NH 

3

3 2
K B  3
KB < 10-3
2
K B  3
CH3NH2  10   10




  10 3.K B   10 3 * 10 3,3  = 10-3,15 mol.L-1

h = 10-10,85 mol.L-1 pH = 10,85
 Calcul du pH d’une base faible

Influence de la concentration de la base faible

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-3 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7



Vérifications :


 pH > 7,5 Réaction d’autoprotolyse de l’eau négligeable 



Coexistence
 CH3NH3+ majoritaire des 2 espèces CH3NH2 majoritaire
pH
9,7 10,7 11,7

pH = 10,85


pKA – 1 < pH < pKA + 1 Avancement de la RP non négligeable 
Il faut résoudre l’équation du second degré
 Calcul du pH d’une base faible

Influence de la concentration de la base faible

Calculer le pH d’une solution de méthylamine CH3NH2 de concentration C = 10-3 mol.L-1

pKA (CH3NH3+/CH3NH2) = 10,7



CH3NH2 + H2O = CH3NH3+ + HO– KB = 10-3,3

Etat initial 10-3 Excès - -

Equilibre 10-3 –  Excès  



KB 
HO . CH NH 

3

3 2
K B  3 2 + KB. – 10-3.KB = 0
CH3NH2  10  
 = 5,0.10-4 mol.L-1

Ke = h.

h = 2,0.10-11 mol.L-1 pH = 10,7

pH > 7,5 Réaction d’autoprotolyse de l’eau négligeable 
 Calcul du pH d’une base faible

Influence de la concentration de la base faible

L’exemple précédent montre bien l’influence de la concentration initiale de la base faible.

Taux d’avancement
Solution  = [HO–]
=/C
CH3NH2
 = 7,1.10-3 mol.L-1 0,07 = 7 %
C = 10-1 mol.L-1
CH3NH2
 = 5,0.10-4 mol.L-1 0,50 = 50 %
C = 10-3 mol.L-1


Moins la base faible est concentrée, plus la proportion de solvant
augmente et plus cette base aura tendance à se comporter comme
une base forte. Sa protonation ne sera donc pas négligeable (loi
de dilution d’Ostwald).


En général, on s’appuiera uniquement sur la valeur de la constante
d’équilibre pour conclure. Cependant, dans le cas où la base
W. Ostwald (1853–1932)
faible possède un pKA proche de 14, il sera parfois nécessaire
Prix Nobel de Chimie 1909
également de regarder la concentration des réactifs. Travaux sur les équilibres chimiques, la
catalyse et les vitesses de réaction.
Etude du produit KB.C