Applications de l’échelle d’acidité

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Diagramme de prédominance des dormes acide et basique d’un couple acido-basique

1. Cas d’un diagramme monoacide / monobase

De :

KA =	[A-].[H3O+]
	[HA]

on déduit aisément que :

pH = pKa + log [A^-]/[AH]

[HA] >> 10.[A-]	[HA] = [A-]	[A-] >> 10.[HA]
pH < pKa - 1	pH = pKa	pH > pKa + 1

Une concentration est considérée comme négligeable devant une autre si elle est au moins 10 fois plus faible.

Exemple. Pour l'ammoniac (pK_A = 9,2) :

• si pH < 8,2 : [NH₃] << [NH₄⁺]
• si pH > 10,2 : [NH₃] >> [NH₄⁺]

2. Cas d’un diacide

H₂S : pKa1 = 7,0, pKa2 = 13,0.

Espèce majoritaire	H2S	HS-	S2-
pH	0-6	8-12	14

A pH = 7 [H₂S] = [HS^-], et à pH = 13, [HS^-] = [S^2-].

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Détermination de constantes d’équilibres acido-basiques

1. Exemple

A₁H + A₂^- = A₂H + A₁^-

K = [A₂H][A₁^-] / [A₁H][A₂^-]

K = Ka1/Ka2 = 10^{pKa2 - pKa1}

Sous une autre forme :

K = 10 ^{pKa (Base) - pKa (Acide)}

2. Généralisation

Si pK_A (Base) - pK_A(Acide) > 3 ou 4, la réaction est totale dans le sens direct, le sens 1.

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Recherche de la réaction prépondérante (R.P.)

Soit un mélange composé de :

• 100 mmol HCl (Acide fort, pK_A(H₃O⁺/H₂O) = 0)
• 100 mmol CH₃COOH (pK_A1 = 4,8)
• 100 mmol NH₃  (pK_A2 = 9,2).

La première R.P. est celle de l’acide le plus fort (ici HCl, en fait H₃O⁺) avec la base la plus forte (ici NH₃, de pK_A le plus élevé), réaction pour laquelle le K_R est le plus grand.

H₃O⁺ + NH₃ = NH₄⁺ + H₂O

pK_A(Base) - pK_A(Acide) = 9,2 - 0 = 9,2

La réaction est totale. Le mélange est alors composé de 100 mmol NH₄⁺ et 100 mmol CH₃COOH. On a ici un mélange de deux acides faibles en solution. Deux situations se présentent : soit un des deux acides impose le pH, soit le pH est dû aux deux réactions simultanées. Ici l'écart entre les pK_A est de 9,2-4,8 = 4,4, c'est l'acide le "moins faible "qui imposera le pH, c'est à dire CH₃COOH.

Remarque. Les raisonnements basés seulement sur les constantes de réaction sont faux. On ne doit pas oublier de tenir compte des concentrations.