Constante d’acidité d’un couple acide-base faible Réaction avec l’eau

Constante d’acidité d’un couple acide-base faible

Réaction avec l’eau : AH + H

O  A

+ H

O

Constante d’acidité (constante d’équilibre)

Expression :

x

- +

3 a

[A ] [H O ]

K = [AH]

pK

= - log K

Équation de Henderson-Hasselbalch :

pKa (pH pKa) 3

pH 3

[A ]x[H O ] [A ] Ka 10

Ka 10

[AH] [AH] [H O ] 10

   



 

     _  

 

 

- a

pH = pK +log [A ] [AH]

Propriétés : pour un couple acide base donné Ka est une constante indépendante de l’état initial du système chimique ; Ka ne dépend que de la température.

Remarque : l’expression du Ka donnée ici est en fait simplifiée ; en fait il faudrait utiliser la notion d’ « activité » ; mais, pour les solutions diluées, cette activité est égale à C/C0 où C0 est la concentration molaire à l’état standard qui est conventionnellement égale à 1 mol.L^-1. Ce qui explique que Ka est en fait une grandeur sans unité.

Comparaisons

Exemples