Réactions acide-base : pKa, diagramme de prédominance, réaction prépondérante et calcul de pH

Q: Comment tracer un diagramme de prédominance acide-base ?

On gradue un axe en pH (et non en pK_a) et l'on place la frontière à pH = pK_a : la forme acide AH prédomine pour pH < pK_a, la forme basique A^- au-delà. Une forme est majoritaire dans un rapport 10 à une unité de la frontière. Pour un polyacide, l'ampholyte domine entre ses deux pK_a.

Q: Comment calculer la constante d'une réaction acide-base ?

Pour la réaction de l'acide du couple 1 sur la base du couple 2, K° = 10^(pK_(a2) - pK_(a1)). Si les domaines de prédominance des deux espèces sont disjoints, elles sont incompatibles et réagissent (K° > 1) ; s'ils ont une partie commune, elles coexistent. Une constante supérieure à 1 ne prouve pas que la réaction est totale : on suppose, on calcule, on vérifie.

Q: Une solution de pH 7 est-elle toujours neutre ?

Non. La neutralité correspond à [H_3O^+] = [HO^-], soit pH = frac 12pK_e. Comme pK_e dépend de la température, ce pH vaut 7 à 25 °C seulement. À 50 °C, pK_e = 13,26 et l'eau pure est neutre à pH = 6,63 : elle n'est pas acide. On précise donc la température chaque fois qu'on écrit 7.

Q: Comment choisir un indicateur coloré pour un titrage acide-base ?

Un indicateur est un couple HIn/In^- dont les deux formes ont des couleurs différentes ; sa zone de virage s'étend sur environ deux unités de pH autour de son pK_a. On choisit celui dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence. Pour un acide faible titré par une base forte, la demi-équivalence donne en plus pH = pK_a.

MPSI
PCSI
MP2I
PTSI
TSI 1
TPC 1
MPI
Offert à l'essai

Couples acide-base, constante d'acidité, diagrammes de prédominance et de distribution, réaction prépondérante, état final d'une solution, solutions tampons.

15méthodes
35exercices corrigés
7problèmes
16pièges
71figures

Les nombres sont ceux du chapitre complet ; chaque filière voit la partie qui correspond à son programme.

Une réaction acide-base est un transfert de proton entre deux couples $\mathrm{AH/A^-}$ . Chaque couple est caractérisé par sa constante d'acidité $K_a$ et la relation $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}$ ; la constante d'une réaction entre deux couples vaut $K^\circ = 10^{\mathrm{p}K_{a2} - \mathrm{p}K_{a1}}$ . Le chapitre construit le diagramme de prédominance et le diagramme de distribution, puis détermine l'état final d'une solution par la méthode de la réaction prépondérante, ce qui donne le calcul de pH sans formule à apprendre. Il est au programme de chimie de première année (MPSI, PCSI, TSI, PTSI, MP2I, TPC, au Maroc et en France) et sert ensuite aux titrages, à la précipitation et aux diagrammes potentiel-pH, aux DS comme au CNC et aux concours français.

Ce que tu sauras faire

Le vinaigre qui détartre, l'eau d'un puits légèrement basique, un sol trop acide pour les oliviers, l'engrais phosphaté qu'on dissout avant l'irrigation, le sang dont le pH ne varie presque pas : partout, des protons passent d'une espèce à une autre. Ce chapitre décrit ces échanges avec les outils du chapitre « Système physico-chimique et état final » (tableau d'avancement, quotient de réaction, constante d'équilibre) et un outil nouveau, le diagramme qui dit quelle espèce domine à un pH donné. À la fin, tu dois savoir :

reconnaître un couple acide-base, un ampholyte, une réaction acide-base, et écrire son équation ;
relier le pH, la constante d'acidité et la composition d'une solution ;
distinguer un acide fort d'un acide faible ;
tracer et lire un diagramme de prédominance et un diagramme de distribution ;
calculer la constante d'une réaction acide-base à partir des $\mathrm{p}K_a$ et prévoir les espèces incompatibles ;
déterminer l'état final d'une solution par la réaction prépondérante, en vérifiant chaque hypothèse ;
utiliser un indicateur coloré et écrire la réaction support d'un titrage.

Prérequis : le chapitre « Système physico-chimique et état final » (activités, quotient de réaction, constante d'équilibre, combinaison de constantes, « supposer, calculer, vérifier »), le pH et les acides du lycée, les logarithmes décimaux.

L’essentiel du chapitre Extrait gratuit

Un extrait de la fiche « L'essentiel » du chapitre. Les démonstrations sont dans le cours détaillé.

À retenir Couples et eau

Acide : cède un proton ; base : capte un proton ; couple $\mathrm{AH/A^-}$ , demi-équation formelle $\mathrm{AH = A^- + H^+}$ .
Ampholyte : acide d'un couple et base d'un autre ( $\mathrm{H_2O}$ , $\mathrm{HCO_3^-}$ , $\mathrm{H_2PO_4^-}$ ).
Réaction acide-base : $\mathrm{A_1H + A_2^- = A_1^- + A_2H}$ , transfert d'un proton entre deux couples.
Autoprotolyse : $\mathrm{2\,H_2O = H_3O^+ + HO^-}$ , $K_e = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]/(c^\circ)^2$ ; à $25\ ^\circ\text{C}$ , $\mathrm{p}K_e = 14{,}0$ .
$\mathrm{pH} = -\log\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^\circ}$ ; neutre : $\mathrm{pH} = \frac{1}{2}\mathrm{p}K_e$ , qui vaut 7 à $25\ ^\circ\text{C}$ seulement.
Le dioxyde de carbone dissous se note $\mathrm{CO_2,H_2O}$ .

À retenir Constante d'acidité et force

$K_a$ : constante de $\mathrm{AH + H_2O = A^- + H_3O^+}$ ; $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$ .
$\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{AH}]}$ dans toute solution où les deux formes sont présentes.
Acide fort : réaction quasi totale avec l'eau, remplacé par $\mathrm{H_3O^+}$ , pas de $\mathrm{p}K_a$ dans l'eau. Acide faible : réaction limitée.
Plus le $\mathrm{p}K_a$ est petit, plus l'acide est fort et sa base faible.

À retenir Diagrammes

Prédominance : axe en pH ; acide pour $\mathrm{pH} < \mathrm{p}K_a$ , base au-delà ; majoritaire (rapport 10) à une unité de la frontière.
Distribution : $\alpha_{\mathrm{AH}} = \frac{h}{h + K_a}$ , $\alpha_{\mathrm{A^-}} = \frac{K_a}{h + K_a}$ ; croisement à $50\ \%$ au $\mathrm{p}K_a$ .
Polyacide : deux formes successives se croisent toujours au $\mathrm{p}K_a$ de leur couple, à $50\ \%$ seulement si les $\mathrm{p}K_a$ sont éloignés ; l'ampholyte domine entre ses deux $\mathrm{p}K_a$ .

À retenir Réaction entre deux couples

Constante d'une réaction acide-base : $K^\circ = 10^{\mathrm{p}K_{a2} - \mathrm{p}K_{a1}}$ , avec $\mathrm{p}K_{a1}$ celui du couple de l'acide qui réagit et $\mathrm{p}K_{a2}$ celui du couple de la base qui réagit.
Domaines disjoints : espèces incompatibles, elles réagissent ( $K^\circ > 1$ ) ; domaine commun : elles coexistent.
$K^\circ > 1$ ne veut pas dire « totale » : on suppose, on calcule, on vérifie.

À retenir État final : la réaction prépondérante

Inventaire après mélange, ions spectateurs écartés, espèces placées sur l'échelle des $\mathrm{p}K_a$ .
Échelle verticale des $\mathrm{p}K_a$ du chapitre : bases à gauche, acides à droite.
Acide le plus fort sur base la plus forte. Ordre de grandeur : quasi totale si $K^\circ > 10^4$ environ, à vérifier ; alors bilan, système équivalent, et l'on recommence.
Constante entre 1 et $10^4$ : on résout l'équilibre ; on s'arrête à une réaction de constante au plus égale à 1.
Résolution par « supposer, calculer, vérifier » ; vérification finale : pH dans le domaine des espèces majoritaires, réactions négligées négligeables, eau comprise.
Aucune formule de pH à apprendre : un résultat comme la demi-somme des $\mathrm{p}K_a$ d'un ampholyte vient du calcul et se vérifie.

Une méthode du chapitre Extrait gratuit

Méthode Déterminer l'état final d'une solution d'acide faible ou de base faible

Quand l’utiliser

Une seule espèce acide ou basique faible est dissoute dans l'eau ; on demande la composition et le pH.

Rappel de cours

La réaction prépondérante est celle de l'espèce dissoute avec l'eau : constante $K_a$ pour un acide, $K_e/K_a$ pour une base. On suppose la réaction très peu avancée, on calcule, on vérifie, comme dans le chapitre « Système physico-chimique et état final ».

Démarche

Écrire la réaction de l'acide (ou de la base) avec l'eau et sa constante.
Tableau d'avancement en concentrations ; noter $h = [\mathrm{H_3O^+}]$ (ou $\omega = [\mathrm{HO^-}]$ ) la concentration formée.
Hypothèse « très peu avancée » : $c - h \approx c$ , donc $h = \sqrt{K_ac}$ (ou $\omega = \sqrt{K^\circ c}$ ) ; en déduire le pH.
Vérifier : $h$ au moins dix fois plus petit que $c$ ; pH dans le domaine de l'espèce dissoute, à plus d'une unité de son $\mathrm{p}K_a$ ; ions de l'eau négligeables. Si l'hypothèse tombe, résoudre l'équation du second degré.

Rédaction type

« La réaction prépondérante est $\ldots + \mathrm{H_2O} = \ldots$ , de constante $\ldots$ Hypothèse : réaction très peu avancée. Alors $\omega = \sqrt{K^\circ c} = \ldots$ , soit $\ldots\ \%$ de $c$ : l'hypothèse est vérifiée. $\mathrm{pH} = \ldots$ , dans le domaine de prédominance de $\mathrm{\ldots}$ , ce qui confirme le choix de la réaction. »

Exemple traité

Éthanoate de sodium à $c = 0{,}10\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ (ions $\mathrm{Na^+}$ spectateurs) : $\mathrm{CH_3COO^-(aq) + H_2O(\ell) = CH_3COOH(aq) + HO^-(aq)}$ , $K^\circ = 10^{4{,}76 - 14{,}0} = 10^{-9{,}24}$ . Hypothèse $\omega \ll c$ :

\omega = \sqrt{10^{-9{,}24} \times 0{,}10} = 10^{-5{,}12} = 7{,}6\cdot10^{-6}\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1},

d'où $\mathrm{pH} = 14{,}0 - 5{,}12 = 8{,}88$ . Vérification : $\omega/c = 7{,}6\cdot10^{-5}$ ; le pH est au-dessus de $4{,}76 + 1$ , la base est bien majoritaire ; $[\mathrm{H_3O^+}] = 1{,}3\cdot10^{-9}\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ , négligeable. Une solution de base faible est basique, sans l'être autant qu'une solution de soude de même concentration (pH 13,0).

Quand l'hypothèse tombe : acide phosphorique à $c = 1{,}0\cdot10^{-2}\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ . La réaction prépondérante est $\mathrm{H_3PO_4 + H_2O = H_2PO_4^- + H_3O^+}$ , $K_a = 10^{-2{,}15} = 7{,}1\cdot10^{-3}$ . L'hypothèse donne $h = \sqrt{K_ac} = 10^{-2{,}08}$ , soit $8{,}4\cdot10^{-3}\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ : $84\ \%$ de $c$ , l'hypothèse est fausse. On résout donc $h^2 + K_ah - K_ac = 0$ :

h = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4K_ac}}{2} = 5{,}6\cdot10^{-3}\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}, \qquad \mathrm{pH} = 2{,}25.

Vérification : plus de la moitié de l'acide a réagi ; le pH trouvé, $2{,}25$ , est supérieur au $\mathrm{p}K_a$ $2{,}15$ et place la solution dans le domaine de $\mathrm{H_2PO_4^-}$ : l'acide n'est pas majoritaire, ce qui confirme que l'hypothèse « très peu avancée » devait tomber. La seconde acidité ( $\mathrm{p}K_a = 7{,}20$ ) ne joue pas, car le pH est très inférieur à $7{,}20 - 1$ . L'approximation aurait donné $2{,}08$ , une erreur de près de $0{,}2$ unité.

Erreurs fréquentes

Écrire $\mathrm{pH} = -\log c$ , comme pour un acide fort.
Garder l'hypothèse sans la vérifier ; ou oublier de vérifier que le pH trouvé est dans le domaine de l'espèce supposée majoritaire.
Pour une base, oublier de passer de $[\mathrm{HO^-}]$ à $[\mathrm{H_3O^+}]$ par $K_e$ .

Pour s’entraîner

Exercices 12, 17 et 25.

Un exercice corrigé Extrait gratuit

Exercice L'ammonium et l'ammoniac ★★☆

Les engrais azotés apportent l'azote sous forme d'ions ammonium ou d'ammoniac. On étudie deux solutions de laboratoire : du chlorure d'ammonium à $0{,}10\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et de l'ammoniac à $0{,}10\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ .

Pour la solution de chlorure d'ammonium, placer les espèces introduites sur l'échelle des $\mathrm{p}K_a$ , écrire la réaction prépondérante et sa constante.
Déterminer l'état final par un tableau d'avancement, en faisant une hypothèse que l'on vérifiera. En déduire le pH.
Mêmes questions pour la solution d'ammoniac.
Vérifier les deux résultats sur le diagramme de prédominance du couple $\mathrm{NH_4^+/NH_3}$ , et contrôler que l'autoprotolyse de l'eau est bien négligeable.

Indications

Méthode 7. Espèces introduites : $\mathrm{NH_4^+}$ , $\mathrm{Cl^-}$ (spectateur) et l'eau ; l'acide le plus fort présent réagit sur la base la plus forte présente. Supposer la réaction très peu avancée.

Correction détaillée

1. L'acide le plus fort présent est $\mathrm{NH_4^+}$ ( $\mathrm{p}K_a = 9{,}25$ ), la base la plus forte est l'eau ( $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$ , $\mathrm{p}K_a = 0$ ) :

\mathrm{NH_4^+(aq) + H_2O(\ell) = NH_3(aq) + H_3O^+(aq)}, \qquad K^\circ = K_a = 10^{-9{,}25}.

( $\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ )	$\mathrm{NH_4^+}$	$\mathrm{H_2O}$	$\mathrm{NH_3}$	$\mathrm{H_3O^+}$
initial	$0{,}10$	solvant	$0$	$\approx 0$
final	$0{,}10 - x$	solvant	$x$	$x$

Hypothèse : réaction très peu avancée, $x \ll 0{,}10$ . Alors

\frac{x^2}{0{,}10} = 10^{-9{,}25}, \qquad x = \sqrt{10^{-10{,}25}} = 10^{-5{,}125} = 7{,}5 \times 10^{-6}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}, \qquad \mathrm{pH} = 5{,}12.

Vérification : $x/0{,}10 = 7{,}5 \times 10^{-5}$ , l'hypothèse est largement vérifiée.

3. L'acide le plus fort est maintenant l'eau ( $\mathrm{H_2O/HO^-}$ , $14{,}0$ ) et la base la plus forte $\mathrm{NH_3}$ :

\mathrm{NH_3(aq) + H_2O(\ell) = NH_4^+(aq) + HO^-(aq)}, \qquad K^\circ = \frac{K_e}{K_a} = 10^{-4{,}75}.

Avec $[\mathrm{NH_4^+}] = [\mathrm{HO^-}] = y \ll 0{,}10$ :

y = \sqrt{0{,}10 \times 10^{-4{,}75}} = 10^{-2{,}875} = 1{,}33 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.

Vérification : $y/0{,}10 = 1{,}3\ \%$ , hypothèse acceptable. $\mathrm{pH} = 14{,}0 - 2{,}875 = 11{,}12$ .

4. pH $5{,}12$ est à plus de quatre unités sous $9{,}25$ : $\mathrm{NH_4^+}$ est bien majoritaire, comme supposé. pH $11{,}12$ est à près de deux unités au-dessus de $9{,}25$ : $\mathrm{NH_3}$ est majoritaire. Autoprotolyse : dans la première solution, $[\mathrm{HO^-}] = 10^{-8{,}88}$ , négligeable devant $x$ ; dans la seconde, $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-11{,}12}$ , négligeable devant $y$ . Le calcul exact par l'électroneutralité donne les mêmes pH au centième.

Méthodes à retenir

Une seule démarche pour un acide faible ou une base faible : réaction prépondérante avec l'eau, tableau d'avancement, hypothèse « très peu avancée », vérification par le taux d'avancement et par le diagramme ; aucune formule de pH à apprendre (méthode 7).

Dans le chapitre complet

Le cours détaillé, toute la fiche « L'essentiel », 15 méthodes, 16 pièges corrigés, la carte mentale, 35 exercices corrigés, 7 problèmes de concours, les fiches à mémoriser et l'assistant qui répond à tes questions. Ce chapitre est offert : il s’ouvre en entier avec un compte d’essai gratuit.

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Plan du cours

1. Acides, bases et couples
- 1.1 Acide, base, couple
- 1.2 Réaction acide-base
- 1.3 L'eau, acide et base
- 1.4 Acides et bases usuels
2. Constante d'acidité et force
- 2.1 Constante d'acidité
- 2.2 Acides forts, acides faibles
- 2.3 Mesurer une constante d'acidité
3. Diagrammes de prédominance et de distribution
- 3.1 Diagramme de prédominance
- 3.2 Diagramme de distribution
- 3.3 Polyacides
4. Réaction entre deux couples
- 4.1 Constante d'une réaction acide-base
- 4.2 Espèces incompatibles
- 4.3 La règle du gamma
5. État final d'une solution : la réaction prépondérante
- 5.1 La démarche
- 5.2 Acide fort, base forte
- 5.3 Acide faible, base faible
- 5.4 Mélanges
- 5.5 Ampholyte
- 5.6 Ce qu'on cherche vraiment
6. Indicateurs colorés et réaction de titrage
- 6.1 Indicateur coloré
- 6.2 La réaction support d'un titrage
7. Solutions tampons
8. Tracer un diagramme de distribution par un programme

Les méthodes du chapitre

Chaque méthode est une fiche : quand l'utiliser, le rappel de cours, les étapes, la rédaction attendue sur la copie, un exemple traité, les erreurs à éviter.

Reconnaître un couple acide-base et écrire une réaction acide-base
Calculer la constante d'une réaction acide-base à partir des $\mathrm{p}K_a$
Tracer et exploiter un diagramme de prédominance
Établir et lire un diagramme de distribution
Prévoir les espèces incompatibles ou majoritaires par les diagrammes
Reconnaître un acide fort ou faible et déterminer l'état final d'une solution d'acide fort ou de base forte
Déterminer l'état final d'une solution d'acide faible ou de base faible
Déterminer l'état final d'un mélange par réactions prépondérantes successives
Déterminer l'état final d'une solution d'ampholyte
Calculer la composition d'une solution de polyacide à un pH donné
Utiliser un indicateur coloré
Exploiter la réaction support d'un titrage acide-base
Préparer une solution tampon et prévoir l'effet d'un ajout
Tracer un diagramme de distribution par un programme
Appliquer la règle du gamma

Les exercices corrigés

Chaque exercice a ses indications, sa correction rédigée et ce qu'il faut en retenir.

Application directe (14)

Couples et ampholytes du quotidien
Écrire des réactions acide-base
Des constantes sans calculatrice
Le diagramme de l'acide phosphorique
Eau gazeuse et eau de mer
Lire un diagramme de distribution : l'acide oxalique
Acide fort ou acide faible ?
Acide fort et base forte dans l'eau
Espèces compatibles ou incompatibles
Le jus de chou rouge
Choisir un indicateur
Le dioxyde de carbone d'une eau gazeuse
Préparer un tampon ammoniacal
La règle du gamma

Entraînement (15)

L'ammonium et l'ammoniac
Trois mélanges, trois réactions prépondérantes
Le bicarbonate, un ampholyte
Un engrais phosphaté dans l'eau du puits
La pluie acide
Ne jamais mélanger eau de Javel et vinaigre
Citron et bicarbonate
Le titre d'un vinaigre
Deux acides dans la même solution
Neutraliser un effluent acide
Les courbes de distribution du dioxyde de carbone
Une eau en équilibre avec l'air
Le tampon éthanoïque résiste
Le diagramme de l'acide citrique par programme
Le gamma ne dit pas tout

Approfondissement (6)

Le $\mathrm{p}K_a$ du bleu de bromothymol par spectrophotométrie
L'acide phosphorique d'une boisson au cola
Le coefficient de dissociation de l'acide fluorhydrique
Quand la demi-somme ne suffit plus
Trois façons de préparer un tampon
Où l'ampholyte est-il le plus abondant ?

Les problèmes de concours

Des extraits de sujets réels, corrigés en entier, avec la durée conseillée et les méthodes mobilisées.

Le pH du sang après l'effort
CNC 2021, filière PSI, Chimie, problème 1, questions I.4.2 à I.4.4
L'eau du puits
CNC 2014, filière TSI, Chimie, partie 4, questions 4.1, 4.2 et 4.5 à 4.12
La poudre à lever : quel pH dans la pâte ?
CCINP 2024, filière MPI, Physique-chimie, partie IV, questions Q26 et Q27
La glycine, un acide aminé ampholyte
CNC 2019, filière MP, Chimie, partie III, questions III.4.1 à III.4.3
Le dioxyde de carbone et l'eau de pluie
CNC 2010, filières MP et PSI, Chimie, partie 3, questions 3.1, 3.2.2, 3.2.3, 3.2.5 et 3.3.1.1 à 3.3.1.4
Solubilité du dioxyde de carbone et stockage dans le basalte
CNC 2025, filière TSI, Chimie, partie 2, questions 2.2.1 à 2.2.9, et partie 3, questions 3.2.1 à 3.2.3
Épurer un biogaz et préparer un tampon phosphate
Concours commun sup 2008 des écoles des Mines d'Albi, Alès, Douai, Nantes, épreuve spécifique de physique-chimie (PCSI option PC), questions Q4 à Q9 et Q22 à Q27

Questions fréquentes

Comment tracer un diagramme de prédominance acide-base ?

On gradue un axe en pH (et non en $\mathrm{p}K_a$ ) et l'on place la frontière à $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ : la forme acide $\mathrm{AH}$ prédomine pour $\mathrm{pH} < \mathrm{p}K_a$ , la forme basique $\mathrm{A^-}$ au-delà. Une forme est majoritaire dans un rapport $10$ à une unité de la frontière. Pour un polyacide, l'ampholyte domine entre ses deux $\mathrm{p}K_a$ .

Comment calculer la constante d'une réaction acide-base ?

Pour la réaction de l'acide du couple 1 sur la base du couple 2, $K^\circ = 10^{\mathrm{p}K_{a2} - \mathrm{p}K_{a1}}$ . Si les domaines de prédominance des deux espèces sont disjoints, elles sont incompatibles et réagissent ( $K^\circ > 1$ ) ; s'ils ont une partie commune, elles coexistent. Une constante supérieure à $1$ ne prouve pas que la réaction est totale : on suppose, on calcule, on vérifie.

Comment calculer le pH d'une solution d'acide faible ?

La réaction prépondérante est celle de l'acide avec l'eau, de constante $K_a$ . On suppose la réaction très peu avancée, ce qui donne $h = \sqrt{K_a c}$ , puis on vérifie que $h$ est au moins dix fois plus petit que $c$ et que le pH tombe dans le domaine de l'acide. Si l'hypothèse tombe, on résout $h^2 + K_a h - K_a c = 0$ . La formule $\mathrm{pH} = -\log c$ ne vaut que pour un acide fort.

Qu'est-ce que la méthode de la réaction prépondérante ?

Après l'inventaire des espèces introduites, ions spectateurs écartés, on les place sur l'échelle des $\mathrm{p}K_a$ et l'on fait réagir l'acide le plus fort sur la base la plus forte. Si la constante dépasse $10^4$ environ, la réaction est quasi totale (à vérifier) : on fait le bilan, on obtient un système équivalent et l'on recommence. On s'arrête à une réaction de constante au plus égale à $1$ , que l'on résout comme un équilibre.

Une solution de pH 7 est-elle toujours neutre ?

Non. La neutralité correspond à $[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{HO^-}]$ , soit $\mathrm{pH} = \frac12\mathrm{p}K_e$ . Comme $\mathrm{p}K_e$ dépend de la température, ce pH vaut $7$ à $25\ ^\circ\text{C}$ seulement. À $50\ ^\circ\text{C}$ , $\mathrm{p}K_e = 13{,}26$ et l'eau pure est neutre à $\mathrm{pH} = 6{,}63$ : elle n'est pas acide. On précise donc la température chaque fois qu'on écrit 7.

Comment choisir un indicateur coloré pour un titrage acide-base ?

Un indicateur est un couple $\mathrm{HIn/In^-}$ dont les deux formes ont des couleurs différentes ; sa zone de virage s'étend sur environ deux unités de pH autour de son $\mathrm{p}K_a$ . On choisit celui dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence. Pour un acide faible titré par une base forte, la demi-équivalence donne en plus $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ .

Articles sur ce chapitre

Réaction prépondérante et calcul de pH : la méthode de prépa

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