Physique Chimie
pH d'une solution aqueuse
de base forte
1. pH d'une solution aqueuse de base forte
Avec une base forte (représenté ici par B), la dissociation est totale :
-
B + H2O
BH+ + HO-
La solution contient également des espèces chimiques dues à l'autoprolyse de l'eau :
-
2H2O
HO- + H3O+
Si C0 est la concentration de la base versée (C0 = [B]), nous aurons donc
après la dissociation C0 = [BH+].
Ecrivons l'équation d'électroneutralité :
-
[H3O+] + [BH+] = [HO-]
que nous pouvons encore écrire
[H3O+] + Co = [HO-]
L'équation du produit ionique de l'eau est :
-
Ke = [HO-][H3O+]
soit encore
[HO-] = Ke / [H3O+]
Reportons la valeur de [HO-] dans l'équation d'électroneutralité
-
[H3O+] + C0 = Ke / [H3O+]
Multiplions chaque membre par [H3O+]. On obtient alors une équation du second ordre :
-
[H3O+]2 + C0 x [H3O+]
- Ke = 0
2. Simplification de l'équation
Si la solution est suffisament basique (pH > 7,5),
et que la base n'est pas trop diluée ([HO-] ≥
3,2 x 10-7 mol.L-1),
c'est à dire si [H3O+] < [HO-] / 10,
les ions oxoniums deviendront quantité négligeable et par conséquent
l'équation d'électroneutralité s'écrira :
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[HO-] ≈ [BH+]
soit encore
[HO-] ≈ C0
et puisque :
-
[H3O+] = Ke / [HO-]
soit encore
[H3O+] = 10-14 / C0
Il vient immédiatement le pH de la solution :
pH = -log[H3O+] ≈ 14 + log(C0)