COURS 16
Équilibres acido-basiques




CQRF
Activité, quotient de réaction, constante d’équilibre,
équilibre chimique, évolution d’un système
• L’activité a(X) d’une espèce chimique X est une grandeur sans dimension dont l’expression dépend de la
nature et de l’état de l’espèce considérée :
• pour le solvant, l’eau ici, en solution très diluée : a(H2O) = 1,00
• pour un soluté X en solution diluée : a(X) = [X] / c0
où c0 =1,00 mol . L–1 et [X] et la concentration du soluté en mol . L–1 ;
• pour un gaz X supposé parfait : a(X) = P(X) / P 0
où P 0 est la pression standard de référence :
P0 = 1,00 bar = 1,00 . 105 Pa et P la pression du gaz X exprimé dans la même unité que P0 ;
• pour un solide X ou un liquide X seuls dans leur phase : a(X) = 1,00

• Soit un système constitué entre autres des espèces A, B, C et D et au sein duquel se déroule la réaction
d’équation : aA +bB = cC +dD
Cette réaction, avec cette équation, est caractérisée par son quotient de réaction Q défini par :




où a(A), a(B), a(C) et a(D) sont respectivement les activités des espèces A, B, C et D.

• Tout système évolue de façon telle que le quotient de réaction Q tend vers une valeur K0 qui ne dépend que
de la température pour une réaction donnée, d’équation donnée. À l’équilibre chimique Qéq = K0.
K0 est appelée constante thermodynamique ou constante d’équilibre. Comme le quotient de réaction Q, K0
est une grandeur sans dimension.
Si, dans l’état considéré initialement :

• Q < K0 , le système évolue dans le sens direct ou sens 1 (a) ;

• Q > K0 , le système évolue dans le sens inverse ou sens 2 (b) ;

• Q = K0 , le système initial correspond à un état d’équilibre et il n’y a pas d’évolution (c).

(a) Q c K0 (b) K0 b Q (c) Q = K0
Q Q Q
© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1re année, PCSI – La photocopie non autorisée est un délit




évolution dans le sens 1 évolution dans le sens 2 pas d’évolution du système




Équilibres acido-basiques
• En solution aqueuse diluée : pH = – log [H3O+] et [H3O+] . [HO –] = Ke

soit : pH + pOH = pKe avec pX = – log X
les concentrations étant exprimées en mol . L–1.


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Équilibres acido-basiques




• Pour tout couple acide-base (HA / A–) l’équation de la réaction avec l’eau s’écrit :
HA + H2O = A– + H3O+

de constante KA telle que : KA =


soit : pH = pKA + log

d’où le diagramme de prédominance des espèces :

[HA] > [A–] [HA] = [A–] [HA] < [A-]
pH
HA est l’espèce prédominante pKA A– est l’espèce prédominante

• Toute réaction entre un acide 1 et une base 2 correspond à un transfert de protons de l’acide 1 vers la base 2,
selon la réaction d’équation : acide 1 + base 2 = acide 2 + base 1

et de constante telle que : K0 = = 10(pKA2 – pKA1)




Calculs du pH d’une solution ; conséquences
• Approximations et méthodes
• Dans un bilan de matière, la concentration de X peut être négligée devant celle de Y si [X] < [Y]/10
• Si le pH d’une solution est connu à 0,05 unité près, la précision sur la concentration en ions hydronium :
∆[H3O+] / [H3O+] n’est que de 11 % .
• Pour déterminer le pH d’une solution, il est commode de suivre la démarche suivante :
– écrire les équations des réactions susceptibles de se produire entre les espèces présentes dans l’eau ou entre
ces espèces et l’eau ;
– rechercher parmi ces réactions la réaction prépondérante, c’est-à-dire celle qui a la constante thermodyna-
mique K 0 la plus élevée ;
– calculer l’avancement volumique de cette réaction prépondérante ;
– en déduire le pH de la solution ;
– vérifier le résultat obtenu à l’aide du diagramme de prédominance.
• Résultats
• pH, à 25 °C, de quelques solutions aqueuses pour des solutions de concentrations c telles que :
1,0 . 10–6 mol . L–1 c 5,0 . 10–2 mol . L–1
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acide base
fort pH = – log c = pc pOH = – log c = pc
pH = 14 + log c = 14 – pc

faible pH = (pKA + pc) pOH = (pKB + pc)

si pKA – pc 2 avec
pH = (pKe + pKA – pc)
pH 6,5
si pKB – pc 2 avec pH 7,5




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Équilibres acido-basiques




• pH d’une solution d’un ampholyte HA– pour lequel la réaction d’autoprotolyse ou dismutation
2 HA– = H2A + A2–
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