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Chimie · Glossaire

Qu'est-ce que « Réaction prépondérante, solution équivalente » ?

Aussi appelé : reaction preponderante · solution equivalente

Définition 10.10 Chimie universitaire — 1re année · Chapitre 10 — Équilibres acido-basiques et méthode de la réaction prépondérante

Dans une solution qui contient plusieurs acides et plusieurs bases, la réaction prépondérante est la réaction de plus grande constante entre l’acide le plus fort et la base la plus forte présents. Lorsqu’elle est quantitative, on la traite comme totale, et l’on remplace la solution par la solution équivalente : la solution obtenue une fois cette réaction achevée, qui a le même pH que la solution réelle.

Une échelle de pK_a (tracée avec les pK_a croissant vers le haut ; valeurs à droite). Un acide réagit favorablement avec toute base placée au-dessus de lui sur l’échelle : ici l’acide éthanoïque avec l’ammoniac, K = 109.25 - 4.76 = 104.49.
Une échelle de pKa\mathrm{p}K_a (tracée avec les pKaK_a croissant vers le haut ; valeurs à droite). Un acide réagit favorablement avec toute base placée au-dessus de lui sur l’échelle : ici l’acide éthanoïque avec l’ammoniac, K=109.25−4.76=104.49K = 10^{9.25 - 4.76} = 10^{4.49}.
pH de solutions d’acide éthanoïque en fonction de pC, calculé exactement à partir de l’électroneutralité. Concentré, l’acide est peu dissocié et suit 1/2( pK_a + pC) ; dilué au-delà de 10-6 mol/L environ, il est entièrement dissocié et se comporte comme un acide fort ; très dilué, le pH tend vers 7.
pH de solutions d’acide éthanoïque en fonction de pC\mathrm{p}C, calculé exactement à partir de l’électroneutralité. Concentré, l’acide est peu dissocié et suit 12(pKa+pC)\frac12(\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}C) ; dilué au-delà de 10−610^{-6} mol/L environ, il est entièrement dissocié et se comporte comme un acide fort ; très dilué, le pH tend vers 7.

Exemples

Exemple 10.13 (Acide éthanoïque et ammoniac)

On mélange 0.10 mol0.10\,\mathrm{mol} d’acide éthanoïque et 0.10 mol0.10\,\mathrm{mol} d’ammoniac dans 1.0 L1.0\,\mathrm{L}. L’acide le plus fort est CHX3COOH\ce{CH3COOH}, la base la plus forte NHX3\ce{NH3} : CHX3COOH+NHX3⇌CHX3COOX−+NHX4X+\ce{CH3COOH + NH3 <=> CH3COO- + NH4+}, K=109.25−4.76=104.49K = 10^{9.25 - 4.76} = 10^{4.49}, réaction quantitative. La solution équivalente contient 0.10 mol/L0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L} de CHX3COOX−\ce{CH3COO-} et de NHX4X+\ce{NH4+}. Sa réaction prépondérante, NHX4X++CHX3COOX−⇌NHX3+CHX3COOH\ce{NH4+ + CH3COO- <=> NH3 + CH3COOH}, a la faible constante 10−4.4910^{-4.49} et impose [NHX3]=[CHX3COOH][\ce{NH3}] = [\ce{CH3COOH}], d’où, comme pour un ampholyte, pH=12(4.76+9.25)=7.01\mathrm{pH} = \frac12(4.76 + 9.25) = 7.01.

Exemple 10.15 (L’acide phosphorique à 0.10 mol/L0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L})

La réaction prépondérante est la première acidité. Avec x=[HX3OX+]x = [\ce{H3O+}], x2/(0.10−x)=10−2.15x^2/(0.10 - x) = 10^{-2.15} ; ici xx n’est pas petit devant CC, et l’on résout l’équation du second degré x2+Ka1x−Ka1C=0x^2 + K_{a1}x - K_{a1}C = 0 : x=0.0233 mol/Lx = 0.0233\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}, pH=1.63\mathrm{pH} = 1.63. La deuxième acidité (pKa2=7.21\mathrm{p}K_{a2} = 7.21) n’apporte rien à ce pH.

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