CHAPITRE III 

: LES GRANDES CLASSES DE REACTIONS EN CHIMIE

MINERALE

Généralités

Une solution est une phase homogène contenant 2 ou plusieurs constituants.

On appelle solvant le constituant en grande quantité, qui permet à la réaction de
s’effectuer en phase unique.
On appelle soluté le constituant en petite quantité et qui est dissout dans le solvant.
Pour que le soluté soit dissocié en ions, il faut que le solvant possède une forte
constante diélectrique ε, et ceci afin de réduire les forces électrostatiques qui existent
entre les ions.

1
Une réaction ne se réalise qu’à deux conditions :
- Possibilité thermodynamique :
Sinon ΔG = 0 => réaction d’équilibreG = 0 => réaction d’équilibre
ΔG = 0 => réaction d’équilibreG > 0 => réaction impossible
- Cinétique non nulle A→

Toute réaction chimique équivaut à un échange de particules entre réactifs (théorie des
collisions moléculaires).
Lorsque des réactions sont accompagnées de photons on parle de réactions
photochimiques.
En cas d’échange d’électrons, les intervenants prennent des charges on dit que ce sont
des R° d’oxydo-réduction. Il y a aussi les réactions de complexation, acides- bases etc.
2
 I- L’oxydo-réduction
1- Définition
 
Initialement le concept d’oxydation a été défini à partir de l’action de fixation de l’oxygène sur les
différents éléments.
Exemple :
Cette réaction peut se produire en phase homogène ou hétérogène. Cette définition initiale fait donc
abstraction de la source d’où provient l’oxygène.
Exemple : et + Cu

 
A l’inverse, la réduction est l’opération par laquelle un corps minéral ou organique perd de l’oxygène.

 
Dans cette réaction cède l’oxygène au carbone donc est un oxydant et C qui reçoit l’oxygène est un
réducteur. 3
Le réducteur réduit l’oxydant tandis que l’oxydant oxyde le réducteur. L’oxydation et la
réduction sont les mêmes aspects ou phases d’une réaction globale : l’oxydo-réduction.
 
NB : Il peut arriver qu’un même corps soit à la fois réducteur et oxydant. Dans ces
conditions on est en présence d’une réaction de dismutation.

La définition précédente semble restrictive. En effet, soit deux réactions :

et

Dans le dernier cas on peut écrire :

ou dans une autre réaction écrire : soit

4
Le fer connait une même variation de sa valence.
Le chlore a une réaction qui s’apparente à celle de l’oxygène. On pourrait donc l’appeler
oxydant.
Dans ces conditions, ne serait-il pas possible de généraliser la notion d’oxydo-réduction
Reprenons l’exemple de l’oxydation du fer ferreux en fer ferrique, que ce soit par
l’oxygène ou par le chlore.
 
(perte d’électron).
L’oxydation s’accompagne d’une perte d’électrons.

De même (gain d’électron).

La réduction s’accompagne d’un gain d’électrons.
5
 Plus généralement, un oxydant sera toute substance qui aura tendance à capter des
électrons et un réducteur sera toute substance qui aura tendance à perdre des
électrons.
 
On remarque qu’à tout oxydant est associé un réducteur et vice versa.

L’oxydant et le réducteur associé forme un couple redox que l’on note par convention
Ox/Red. L’équation suivante :
est la demi-équation du couple redox.

Une réaction d’oxydoréduction met en jeu deux couples redox.

C’est un transfert d’électrons entre l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre
couple.
Le sens de la réaction est imposé par l’action de l’oxydant le plus fort sur le réducteur le plus fort.
En outre le nombre d’électrons mis en jeu, au niveau des deux couples en présence doit être le même.
On pourra écrire en générale que :

Exercice : Ecrire les couples oxydo-réducteurs pour les réactions globales suivantes :

7
 II- Degré d’oxydation ou nombre d’oxydation (n.o)

On attribue à tout atome dans un état donné (libre ou lié), un nombre d’oxydation qui est
un nombre algébrique défini au moyen des règles suivantes :

 Le n.o d’un atome dans une molécule simple (O2, Cl2, H2, Na, Fe…) est 0.

 La somme des nombres d’oxydation des atomes présents dans une espèce chimique
est égale à la charge de la dite espèce (pour une molécule, tandis que pour un ion
charge de l’ion).

 - Le n.o des métaux alcalins (Li, Na, K, Rb, Cs) dans un composé est 1.

 Le fluor F présent dans un composé à pour n.o (-1).

8
 Le n.o des métaux alcalino-terreux (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) ainsi que de
Zn et Cd, dans un composé est égale à +2.
 L’hydrogène présent dans des composés à un n.o = +1 sauf dans les hydrures
alcalins ou le n.o (H) = -1 (ex dans Li H où Li plus électropositif que H).
 L’oxygène dans un composé à un n.o = -2 sauf dans les peroxydes (H 2O2) où n.o

(O) = -1 ; dans KO2 on a n.o (O) = - 1/2.

Oxyder un élément revient à augmenter son n.o et réciproquement, réduire un élément

revient à diminuer son n.o

Exercice : Trouver le n.o de N dans chacune des espèces chimiques

suivantes :
HNO3, NO2, N2O3, N2O, NH3, NH2-NH2, NH2OH. 9
 Ecrire une réaction d’oxydoréduction
Il est nécessaire d’identifier les 2 couples redox en présence, puis d’écrire la demi-
équation de chaque couple. Pour ce faire :
 Déterminer la variation des n.o au niveau de chaque couple et déduire le nombre
d’électrons mis en jeu.
 Equilibrer chimiquement chaque demi-équation ; en milieu aqueux par exemple on

équilibre les oxygènes avec des molécules H2O. Si le milieu est basique, on peut
utiliser des OH- ; les hydrogènes sont équilibrer avec les ions H+ si le milieu est acide.
 Ecrire l’équation globale en faisant la somme membre à membre à deux demi-
équation et en s’assurant que le nombre d’e- mis en jeu est le même pour les 2
couples.
 Vérifier l’équilibre des charges. 10
 III- Potentiels normaux par rapport à l’électrode à Hydrogène

Les potentiels normaux permettent de prévoir les réactions en solution aqueuses.

Si on plonge une lame de zinc dans une solution de CuSO4 on s’aperçoit que la lame de

zinc se recouvre d’un dépôt brillant jaune de cuivre, et que la solution bleue de CuSO 4 se
décolore.

Dans le même temps, la lame de Zn est rongée. Du zinc est passé en solution sous
forme d’ions, tandis qu’au contraire du cuivre solide se dépose.

Dans ce type de réaction il y a transfert d’électrons.

Zn Zn++ + 2e-
2e- + Cu++ Cu
Zn + Cu++ Cu + Zn++
11
A l’inverse, si on plonge une lame de Cu dans une solution de ZnSO 4 il ne se passe rien

une échelle donne l’aptitude des métaux à réduire des ions d’autres métaux.
Le métal le plus réducteur sera celui qui est capable de réduire les ions de tous les
autres métaux.
Le moins réducteur sera celui qui ne réduira aucun ion.

Un couple redox donné constitue une demi-pile, et se caractérise par un potentiel

électrique E.

Dans la pratique, on ne mesure que des différences de potentiels. Il faut donc 2 couples
redox pour constituer une pile électrochimique dont on mesurera la f.e.m.

12
a Ox + ne- ↔ b Red
Les réactions étant réversibles, on calculera cette f.e.m en utilisant la relation de Nernst
qui donne une relation entre le potentiel redox et les concentrations des constituants du
couple :

Eo = potentiel normal du couple et E = potentiel redox du couple OX/red.

E dépend de la température.

à 25°C et n le nombre d’électron mis en jeu.

On a donc

13
 Principe de la pile galvanique
 
La réaction bilan est : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu.
Pour les piles galvaniques, le pôle (+) plonge dans la solution oxydante :
Le pôle (-) plonge dans la solution réductrice :

On a un passage spontané d’électron du Zn (borne -) au Cu (borne +), ce qui correspond à un courant i

du (+) vers le (-).
L’électrode (+) est celle dont le potentiel normal E o est le plus élevé. Elle correspond donc au métal le
moins réducteur.
Pour la pile (Cu, Zn) on mesure un potentiel E (+) – E(-) = ECu – EZn = 0,34 – (- 0,76) = 1,100V.
14
Pour établir le schéma de la pile, on place les couples dans le sens qui correspond à
celui de la réaction :
 - à gauche le couple qui subit l’oxydation (Zn2+ / Zn) la forme réduite (Zn) étant à
l’extrémité gauche.
 - à droite le couple qui subit la réduction (Cu2+ / Cu), la forme réduite Cu étant à
l’extrémité droite on obtient : Zn | Zn2+ ¦ Cu2+ |Cu.

Le pont de jonction permet de compenser :

 par apport d’anions, le déficit de charge négatives du récipient où s’effectue
l’oxydation.
 Par apport de cations, le gain de charges négatives du récipient où s’effectue la
réduction.
15
Les éléments les plus réducteurs ont le potentiel le plus négatif.
Cs est le plus réducteur de tous (Eo = - 2,92V). Cs+ le plus faible oxydant de tous. F- le

plus faible réducteur et F2 le plus fort oxydant.

F2 a le potentiel le plus positif (Eo = 2,87).

Entre les deux extrêmes, on a les potentiels normaux intermédiaires
Il est possible d’utiliser les réactions d’oxydo réduction pour déterminer la concentration
d’une espèce chimique dans une solution. La relation N1.V1 = N2.V2 est toujours vérifiée.
L’espèce réagissant qui intervient dans le calcul de la normalité est le nombre d’e- mis
en jeu par une mole d’oxydant ou de réducteur.

16
 IV- Piles et cellules d’électrolyse
Les piles et cellules d’électrolyse mettent en jeu un échange d’énergie électrique avec le
milieu extérieur à travers deux demi-piles ou électrodes
 le pôle - plonge dans la solution réductrice (où à lieu l’oxydation anodique).
 Le pôle + plonge dans la solution oxydante, (où à lieu une réduction cathodique).
Le travail électrique W = q.V. V = ddp en volt et q = quantité d’électricité en coulomb.
La f.e.m E d’une pile est la ddp entre ses bornes.
Si la transformation est réversible, dans les conditions standards, on a ΔG = 0 => réaction d’équilibreG° = - E°nF.
n = nombre de mole d’e- échangées ΔG = 0 => réaction d’équilibreG° l’enthalpie libre de la réaction dont la pile est
le siège. F le Faraday = 96500C.

Exercice: On donne les potentiels standards suivants : E°(PbO2/Pb2+) = 1,47 V,

E°(Pb2+/Pb) = - 0,126V. En déduire le potentiel standard du couple PbO 2/Pb 17

 Batteries ou accumulateurs
Les batteries ou accumulateurs peuvent fournir et recevoir à la fois de l’énergie
électrique ce qui est difficile dans le cas d’une pile.
Dans le cas de l’accumulateur au plomb par exemple, les 2 couples qui interviennent
sont Pb2+/Pb et Pb4+/Pb2+. Pb2+ est sous forme PbSO4 et Pb4+ sous forme PbO2.
L’électrolyte est constitué d’une solution de H2SO4 diluée.
Lors de la décharge (générateur) :

Bilan :
Lors de la charge (récepteur), Pb2+ est dismuté en réactions inverses des précédentes :
Pb2+ oxydé en Pb4+ et Pb2+ réduite en Pb.

La teneur en H2SO4 diminue lors de la décharge et augmente lors de la charge. 18

 II- Les réactions de complexation
1- Définition
Une molécule ou ion complexe est une espèce chimique dans laquelle un atome
central ou noyau A, le plus souvent de transition, attaché à d’autres atomes B ou
groupes d’atomes ou ions C (coordinat ou ligands), dont le nombre (nbre de
coordination) excède la charge ou le degré d’oxydation de l’atome A.
Exemples : a) Fe(CN)2 + 4KCN ↔ K4Fe(CN)6 A ≡ Fe et B ≡ CN-
b) 2KCl + PtCl4 ↔ K2PtCl6

2- Propriétés des complexes

Les complexes des métaux de transition sont soit inertes soit de labiles.
Un complexe inerte échange très lentement ses ligands avec d’autres ligands
disponibles.
Par contre, un complexe labile échange rapidement ses ligands avec d’autres ligands
disponibles. 19
 3- Nomenclature des complexes des métaux de transition
Règles simplifiées permettant de nommer les complexes :
- On ajoute la préposition « de » au nom de l’anion, puis on mentionne le nom du
cation. Exemple : tétracyanonickelate (II) de potassium, K2[Ni(CN)4]

- Pour tout complexe, qu’il soit ionique ou neutre, on nomme d’abord les ligands, puis on
cite le métal.
Exemple : hexaamminenickel (II) ou tetracyanonickelate(II).

S’il y a plus d’un type de ligands dans le complexe, on nomme alors ceux-ci dans l’ordre
alphabétique ; diamminedichloroplatine(II), [Pt(NH3)2Cl2].

- Les noms des ligands négatifs sont terminés par la lettre « o » alors qu’on attribue aux
ligands neutres le nom, tel qu’il est, de la molécule dudit ligand. Certains ligands neutres
courants ont reçu des appellations particulières, telles que aqua pour H2O, ammine pour
NH3, cyano pour CN-, hydroxy pour OH-, carbonyl pour CO, chloro pour Cl-.
20
- Préciser le nombre des ligands de chaque type particulier à l’aide d’un prefixe grec, tel
que di-, tri-, tétra-, penta-, ou hexa- (mono- n’est pas employé).

- Si l’ion complexe est un cation ou s’il s’agit d’un atome neutre, on emploie alors le nom
ordinaire du métal coordinateur ; si l’ion complexe est un anion, on termine alors le nom
du métal coordinateur par le suffixe –ate.

- Exemple : [Au(CN)4]3-, tétracyanoaurate (III) ; [Fe(CN)6]3- , hexacyanoferrate (III), où le

suffixé –ate qui termine le nom du métal indique que l’ion complexe est un anion.
Quelques rares exceptions existent : tétrachlorocobalt(II), [CoCl 4]2-

- Préciser le nombre d’oxydation du métal coordinateur par un chiffre romain, voire zéro,
que l’on place entre des parenthèses à la suite du nom dudit métal.

- Le nom des ligands se classe par ordre alphabétique avant le nom du noyau.

21
 III- Acides - bases

Une réaction acido-basique est un transfert de protons entre l’acide d’un couple et la
base d’un autre couple. Elle met donc en présence deux couples.

L’équilibre est plus ou moins déplacé dans un sens ou dans l’autre selon la force
relative des corps en présence.
Un acide est fort si sa tendance à céder des protons à une autre molécule est grande.

Une base est forte lorsqu’elle a une très grande affinité pour les protons. La réaction
acido-basique avec l’eau, lors de la dissociation d’un acide fort ou d’une base forte est
totale.
22
 1- Notion d’activité et de concentration
 Ces lois ne s’appliquent que dans les solutions diluées car dans les solutions de
charges concentrées, les ions s’attirent mutuellement d’autant plus fortement que les
espèces sont chargées. Il en résulte que certaines particules seront masquées par ces
interactions. Ces mesures ne donneront pas le nombre de particules mais le nombre de
particules actives.
Pour se rendre compte de ce phénomène, on remplace dans bon nombre de relation la
concentration par l’activité des particules.
Activité et concentration sont reliées par : avec a =activité ; = coefficient d’activité et C
= concentration
Facteur sera inférieur ou égale à 1 car l’activité est toujours inférieure à la
concentration. Dans le cours on considère que l’on est en solution diluée pour que
l’activité et la concentration soient égales.

23
- La normalité est le nombre de moles de particules (H+ ou e-) susceptibles d’être
misent en jeu par un litre de solution. Lors d’une neutralisation, on a égalité des
nombres de moles de particules mise en jeu par les solutions antagonistes 1 et 2 en
présence : N1V1 = N2V2 où N1, N2 sont les normalités et V1, V2 les volumes.

- la concentration pondérale est la masse de soluté par litre de solution.

m
Cp = (en g / L)
V

- La fraction molaire χA pour le constituant A, est le nombre de moles de A divisé par la

somme des nombres de moles de tous les constituants de la solution.

Exemple : Une solution commerciale d’acide sulfurique H2SO4 a une densité d=1,84 et
contient 96,6% en masse d’acide. La masse molaire de cet acide est Mm= 98g/mol,
déterminer la concentration pondérale, la molarité et la normalité de cette solution.

24
 Les substances qui, dissoutes dans l’eau donnent des solutions ioniques
conductrices de courant électrique, sont des électrolytes. Leurs solutions sont dites
électrolytiques.

Un électrolyte fort est totalement dissocié dans l’eau : AC → A -aq + C+aq.

C’est le cas par exemple de HCl ( HCl → H+aq + Cl-aq) ou encore
NaCl (NaCl →Na+aq + Cl-aq ).
 
Exemple : On dissout dans 1L d’eau, 0,1 mole de NaCl et 0,2 mole de HCl. Donner les
concentrations des espèce chimiques en présence.
Un électrolyte faible est partiellement dissocié. La solution est le siège d’une réaction
équilibrée sous la forme AC A - + C+

La constante d’équilibre Kc =
 A  C 
 
à une température T.
 AC 
[A-], [C+], [AC] sont les concentrations.
25
Le nombre de moles des corps en présence à l’état initial n’étant pas précisé, il est
commode d’écrire la stœchiométrie à l’équilibre de la réaction en fonction du coefficient
de dissociation (ou degré de dissociation)  qui représente la fraction de mole dissociés
ou encore le degré d’avancement de la réaction, c'est-à-dire la fraction réagissante :
 nombre de mole dissociés
 = et on a 0  1.
no nombre de moles initiales

Soit donc l’équilibre : AC A - + C+

Etat initial t = 0 c 0 0 (mol/l)
Etat d’équilibre t c(1-) c c
On constate que [A-] = [C+] = c
[AC] + [A-] = c = [AC] + [C+] = c
c 2 2 c 2 2 Kc
La constante Kc     (équation d’Ostwald).
c 1    1    1  c

Kc
Pour les solutés faiblement ionisés, on a   1 et Kc c2    .
c
On note que le coefficient d’ionisation d’un électrolyte faible augmente avec la dilution (lorsque c diminue).
26
Exemple : Avec une concentration initiale de 10-1 mol/l de AC, le coefficient d’ionisation
pour une espèce déterminée est de 4%. Que devient  avec une solution à 2,5 10-2  ; 10-
2
  puis 4.10-1 mol/l ?

 
Réponse :
Pour 2,5 10-2, c est 4 fois plus petite   est = 2 fois plus grand  = 8%.

Pour 10-2 c est 10 fois plus petit donc  est fois plus grand
   12,64%.

Pour 4.10-1, la concentration est 4 fois plus grande donc  est 2 fois plus petit   =
2%.
27
III. Equilibre acido-basique

III.1. Calcul de pH

L’acidité d’une solution aqueuse est définie par l’activité des ions H 3O+

dans la solution.

On appelle
III.1.1. pH acide
Solution de la solution, le cologarithme décimal de cette activité :
Soit
pH =un monoacide
- log[H 3O ]
+ AH de concentration C, calculons le pH de la solution.
1er Cas : AH est un acide fort
AH + H2O A - + H3 O +
2H2O H3O+ + OH-
III.1. Calcul de pH

III.1.1. Solution acide

Inventaire des espèces : H3O+, OH- et A-

Electroneutralité (EN) : [H3O+] = [OH-] + [A-] (1)

Conservation de la matière (CM) : [A-] = C (2)

Produit ionique de l’eau : Ke = [OH-][H3O+] (3)

Hypothèse : si le milieu est suffisamment acide (pH≤ 6) on a [OH -] << [H3O+]
(1) et (2) donne [H3O+] = C
d’où pH = -log[H3O+] = -logC
pH = -logC
III.1. Calcul de pH
III.1.1. Solution acide
Si l’hypothèse n’est pas vérifiée alors on a : (1) et (2) qui donne [H3O+] = [OH-]
+C Ke
De (3) on a : [OH ] 


[ H 3O  ] Ke
[ H 3O ] 

C
En le remplaçant dans l’équation précédente on a : [ H 3O ]


on obtient une équation du 2nd degré : [H3O+]2 - C[H3O+] – Ke = 0 à résoudre.

Exercice d’application N°1 :

Calculer le pH d’une solution d’acide chlorhydrique HCl de concentration :
a. C = 10-2M ;
b. C = 10-8M
III.1. Calcul de pH
III.1.1. Solution acide
2ème Cas : AH est un acide faible
AH + H2O A- + H3O+
2H2O H3O+ + OH-
Inventaire AH, H3O+, OH- et A-
Electroneutralité (EN) : [H3O+] = [OH-] + [A-] (1)
Conservation de la matière : [AH] + [A-] = C (2)
[ A  ][ H 3 O  ]
Ka 
Equilibre acido-basique : [ AH ] (3)

Produit ionique de l’eau : Ke = [OH-][H3O+] (4)

Hypothèse 1: si le milieu est suffisamment acide (pH≤ 6) on a [OH -]

<< [H3O+]
 [ H 3O  ]2
(3) donne Ka 
C  [ H 3O  ]
[ H 3O  ]2
Ka alors
Hypothèse 2 : [H3O+] << C, l’équation (3) s’écrit 
C
Ce qui donne [H3O+] = (Ka.C)1/2 et pH = -log(Ka.C)1/2= ½ (pKa-logC)

pH = ½ (pKa – logC)
Si l’hypothèse 2 n’est pas vérifiée, il suffit de résoudre l’équation du deuxième degré :
[H3O+]2 + Ka[H3O+] – Ka.C = 0
Si l’hypothèse 1 n’est pas vérifiée, il faut alors résoudre l’équation du 3ème degré :
[H3O+]3 + Ka[H3O+]2 – (Ke + Ka.C)[H3O+] – Ka.Ke = 0

Exercice d’application N°2:

Calculer le pH d’une solution obtenue en mélangeant 100cm 3 d’acide acétique 0,5M à
100cm3 d’eau pure. pKa(CH3COOH/CH3COO-) = 4,79
III.1. Calcul de pH
III.1.2. Solution de base
Soit une base B de concentration C, calculons le pH de la solution.
1er Cas : B est une base forte
B + H2O BH+ + OH-
2H2O H3O+ + OH- 
Inventaire des espèces : BH+, OH- et H3O+
Electroneutralité : [H3O+] + [BH+] = [OH-] (1)
Conservation de la matière : [BH+] = C (2)
Produit ionique de l’eau : Ke = [OH -][H3O+] (3)
Hypothèse : si le milieu est suffisamment basique (pH≥8) on a [H 3O+] << [OH-]
L’équation (1) et (2) donne [OH-] = C

On tire [H3O+] à partir de l’équation (3) : [H3O+] = Ke/C, d’où le pH = -log (Ke/C) = 14 – log(1/C)
pH = 14 + logC

Exercice d’application N°3

Calculer le pH d’une solution de soude de concentration : a) C = 10 -2M ; b) C = 10-8M
III.1. Calcul de pH
III.1.2. Solution de base
2ème Cas : B est une base faible
B + H2 O BH+ + OH-
2H2O H3O+ + OH-
Inventaire des espèces : B, BH+, OH- et H3O+
Electroneutralité  : [H3O+] + [BH+] = [OH-] (1)
Conservation de la matière : [B] + [BH+] = C (2)
[ B][H 3O  ]
Equilibre acido-basique : Ka 

(3)
[ BH ]
Produit ionique de l’eau : Ke = [OH-][H3O+] (4)
Hypothèse 1 : si le milieu est suffisamment basique (pH≥8), on a [H3O+] << [OH-]
(1) donne [BH+] = [OH-]
(2) donne [B] = C - [OH-]
(3) donne (C  [OH  ])[H 3O  ]
Ka 
[OH  ]
III.1.2. Solution de base
Hypothèse 2 : [OH-]<< C
C[ H 3O  ]2
Ka 
(3) et (4) donne Ke
1
On tire d’ou
[ H 3O  ] 
KaKe  2

 C 

pH = ½ (pKa + pKe + logC)

Si l’hypothèse 2 n’est pas vérifiée, on fait la résolution de l’équation du 2nd degré.

Si l’hypothèse 1 n’est pas vérifiée, on fait la résolution de l’équation du 3ème degré.

Exercice d’application N°4

Calculer le pH d’une solution de 0,01mole d’ammoniac dans 100cm 3 d’eau pure.
pKa(NH4+/NH3) = 9,22
III.1. Calcul de pH
III.1.3. Cas d’un diacide
1er Cas : les deux acidités sont fortes
AH2 + H2O AH- + H3O+
AH- + H2O A2- + H3O+
2H2O H3O+ + OH-

Inventaire des espèces : H3O+, OH-, A2-

Electroneutralité (EN) : [H3O+] = [OH-] + 2[A2-] (1)
Conservation de la matière (CM) : [A2-] = C (2)
Produit ionique de l’eau : Ke = [OH-][H3O+] (3)

Hypothèse : [OH-] << [H3O+] et (2) donnent [H3O+] = 2[A2-] = 2C

D’où pH = -log (2C)
2ème Cas : les deux acidités sont faibles
AH2 + H2O AH- + H3O+

AH- + H2O A2- + H3O+

2H2O H3O+ + OH-

Inventaire des espèces : H3O+, OH-, AH2, AH-, A2-

Electroneutralité (EN) : [H3O+] = [OH-] + [AH-] + 2[A2-] (1)

 
Conservation de la matière
Equilibre acido – basique : Ka1 
[(CM) :
AH ][H 3[AHO ] ] + [AH-] + [A2-] = C
2 (3) (2)
[ AH 2 ]
2 
(4)
[A ][H 3O ]
Ka 2 
[ AH  ]
Produit ionique de l’eau : Ke = [OH-][H3O+] (5)
Hypothèse 1 : [OH-] << [H3O+]

En général la première acidité est forte par rapport à la deuxième bien que les deux soient
faibles. Dans ce cas [A2-] << [AH-] et la deuxième acidité est négligeable devant la
première, conséquence le polyacide se comporte comme un monoacide faible
pH = ½ (pKa1 – logC)
Exercice d’application N°5 :
Calculer le pH d’une solution d’acide carbonique H2CO3 de concentration C = 10-2M.
Ka1 = 4,5 . 10-7
Ka2 = 5,7. 10-11

III.1.3. Cas d’une dibase

pH = 14 + log(2C)
 III.2. Solution tampon
Une solution tampon est une solution dont le pH varie très peu quand on
ajoute ou enlève des ions H3O+ par addition modérée d’un acide ou d’une

base. Elle amortit les variations de concentrations en ions [H 3O+] et [OH-]

du milieu et empêche la variation du pH lors d’une dilution. Considérons
- 
Ka 
 A  H O 
3

par exemple un mélange acide faible - base conjugués (AH/A AH -

) dans
 des
 acide 
Onproportions
a donc pH = pKa – log Ce couple est définit par sa constante
identiques. base
Le pH est donc indépendant de la dilution. Si on ajoute à la solution des ions H 3O+, on a :
A - + H 3O + AH + H2O (réaction presque totale). L’augmentation de [H 3O+] est donc amortie.

De même si on ajoute OH-, on a : AH + OH- A- + H2O (réaction presque totale). Là

aussi l’augmentation de [OH -] est amortie. Un mélange équimolaire de CH 3COOH et
CH3COONa à 1mol/l, constitue un exemple de solution tampon.
 III.2. Solution tampon

Exercice d’application N°6 :

1. Sous quelle forme se trouve un acide faible HA (Ka = 10-6) dans une solution
tampon à pH = 7.
2. Une solution contient 0,2M d’acétate de sodium et 0,2M d’acide acétique. Quel
est son pH.

pKa(CH3COOH/CH3COO-) = 4,74