Cours_ERC_10_imprimépH d’une solution d’un acide fort
Soit une solution aqueuse diluée d’un acide fort HA de concentration analytique ca. La concentration analytique représente le nombre de mol de HA dissout par litre de solution lors de sa préparation ou encore sa concentration s’il n’était pas dissocié.
L’acide fort, par définition, est entièrement dissocié:
! ! HA + H2O → A– + H3O+
La concentration [A–] sera égale à ca. La quantité de ions H3O+ en solution proviendra d’une part des …afficher plus de contenu…

Cette fois HA n’est que partiellement dissocié:
! ! HA + H2O � A– + H3O+! ! Ka = [A–]⋅[H3O+] / [HA]⋅1M
La solution contiendra donc 4 espèces ( HA, A–, H3O+" et"OH–) dont les concen- trations sont inconnues. Le système de quatre équations à résoudre pour calculer le pH d’une solution d’un acide faible est le suivant:
! Equilibre de dissociation:! ! Ka = [A–]⋅[H3O+] / [HA]⋅1M
! Equilibre d’autoprotolyse:! ! Ke = [H3O+]⋅[OH–]⋅1M–2
! Bilan des charges:! ! ! ! [H3O+] = [A–] + [OH–]
! Bilan de masse:! ! ! ! [HA] + [A–] = ca
La résolution de ce système aboutit pour le cas général à une équation du 3e degré en [H3O+]. On préfère toutefois en pratique tenter les approximations …afficher plus de contenu…

Le cas général conduit toutefois à une équation du 4e degré en [H3O+] dont on peut calculer les racines par approximation.
Un cas particulier très important est celui d’un mélange équimolaire (de concentrations analytiques égales) d’un acide et d’une base appartenant à des couples acide-base différents. C’est le cas, par exemple, d’une solution d’acétate d’ammonium
CH3COO–NH4+, ou encore d’ampholytes tels que l’ion hydrogénocarbonate
(bicarbonate) HCO3–, qui est lui-même à la fois un acide et une base faibles.
Une solution approchée est obtenue en supposant que la réaction globale