Etats d’équilibres acido-basique

Stage Niveau 1 “Terminale Santé – Objectif PASS/LAS” CHIMIE Etats d’équilibres acido-basique

Ce que vous savez du lycée

De la seconde :	/
De la première :	/
De la terminale :	Les transformations acide-base sont caractérisées par des transferts d’ion hydrogène H⁺. Dans ce cadre, vous avez défini les notions d’acide et de base de Brönsted, de couple acide-base, de réaction acide-base et d’espèce amphotère. A titre d’exemples, vous avez décrit les couples acide-base de l’eau, de l’acide carbonique, d’acides carboxyliques, d’amines. Ainsi, vous savez : – identifier, à partir d’observations ou de données expérimentales, un transfert d’ion hydrogène, les couples acide-base mis en jeu et établir l’équation d’une réaction acide-base. – représenter le schéma de Lewis et la formule semi-développée d’un acide carboxylique, d’un ion carboxylate, d’une amine et d’un ion ammonium. – identifier le caractère amphotère d’une espèce chimique. Vous avez ensuite analysé un système chimique par des méthodes physiques et appris la notion de pH et la relation pH = – log ([H₃O⁺] / c°) avec c° = 1 mol•L^-1, concentration standard. Ainsi, vous savez : – déterminer, à partir de la valeur de la concentration en ion oxonium H3O⁺, la valeur du pH de la solution et inversement. – mesurer le pH de solutions d’acide chlorhydrique (H₃O⁺, Cl^–) obtenues par dilutions successives d’un facteur 10 pour tester la relation entre le pH et la concentration en ion oxonium H₃O⁺ apporté. Capacité mathématique demandée : savoir utiliser la fonction logarithme décimal et sa réciproque. Dans une seconde partie de votre enseignement, vous avez appris à comparer la force des acides et des bases au travers de la constante d’acidité K_A d’un couple acide-base, produit ionique de l’eau K_e. Ainsi, vous savez : – associer K_A et K_e aux équations de réactions correspondantes. – estimer la valeur de la constante d’acidité d’un couple acide-base à l’aide d’une mesure de pH. Au travers de l’étude de la réaction d’un acide ou d’une base avec l’eau, ainsi que l’étude des cas limites des acides forts et des bases fortes dans l’eau, vous savez : – associer le caractère fort d’un acide (d’une base) à la transformation quasi-totale de cet acide (cette base) avec l’eau. – prévoir la composition finale d’une solution aqueuse de concentration donnée en acide fort ou faible apporté. – comparer la force de différents acides ou de différentes bases dans l’eau. – mesurer le pH de solutions d’acide ou de base de concentration donnée pour en déduire le caractère fort ou faible de l’acide ou de la base. – déterminer le taux d’avancement final d’une transformation, modélisée par la réaction d’un acide sur l’eau. Capacité mathématique demandée : savoir résoudre une équation du second degré. Vous avez également étudié les solutions courantes d’acides et de bases et vous savez citer des solutions aqueuses d’acides et de bases courantes et les formules des espèces dissoutes associées : acide chlorhydrique (H₃O⁺(aq), Cl^–(aq)), acide nitrique (H₃O⁺(aq), NO_3-(aq)), acide éthanoïque (CH₃COOH(aq)), soude ou hydroxyde de sodium (Na⁺(aq), HO^–(aq)), ammoniac (NH₃(aq)). L’étude des notions de diagrammes de prédominance et de distribution d’un couple acide-base, d’espèce prédominante, des cas des indicateurs colorés et des acides alpha-aminés, vous permet de : – représenter le diagramme de prédominance d’un couple acide-base. – exploiter un diagramme de prédominance ou de distribution. – justifier le choix d’un indicateur coloré lors d’un titrage. – tracer le diagramme de distribution des espèces d’un couple acide-base de pKA donné. Pour finir, vous savez définir et citer les propriétés d’une solution tampon.

1. Objectifs

Savoir définir un acide, une base, une constante d’acidité
Savoir déterminer la force des acides et des bases en milieu aqueux
Savoir définir le pH et le déterminer pour un acide fort/faible ou une base forte/faible en milieu aqueux
Solutions tampons
Dosages acido-basiques

2. Définitions

2.1. Monoacide et monobase

Acide de Brönsted (AH ou BH⁺)	espèce pouvant libérer un proton H⁺ pour le donner à une autre espèce.
Base de Brönsted (A^– ou B)	espèce susceptible de capter un proton en provenance d’une autre espèce.

Acide <=> Base + H⁺

L’acide et la base sont dits « conjugués » ; ils forment un couple noté : acide / base.

Exemple : CH₃COOH <=> CH₃COO^– + H⁺

2.2. Polyacide et polybase

Polyacide	espèce pouvant libérer 2 ou plusieurs protons.
Polybase	espèce pouvant fixer 2 ou plusieurs protons.

Exemple du sulfure d’hydrogène : H₂S <=> 2H⁺ + S^2- H₂S est un diacide capable de libérer deux protons. S^2- est une dibase pouvant fixer deux ions H⁺.

2.3. Ampholyte

Un ampholyte est un composé qui peut se comporter comme un acide ou comme une base.

Les solutions correspondantes, c’est-à-dire celles composées d’ampholytes, sont qualifiées d’amphotères.

Exemple : Considérons les 2 couples acido-basiques suivants : H₂S/HS^– et HS^–/S^2-, l’ion HS^– est un ampholyte, car il joue le rôle d’un acide dans le couple HS^–/S^2- et se comporte comme une base dans le couple H₂S/HS^–.

3. Réaction acido-basique en milieux aqueux

Une réaction acido-basique implique 2 couples Acide-Base conjugués qui échangent des H⁺

Couple 1 : Acide(1) / Base(1) : Acide(1) <=> Base(1) + H⁺

Couple 2 : Acide(2) / Base(2) : Base(2) + H⁺ <=> Acide(2)

Réaction acido-basique : Acide(1) + Base(2) <=> Base(1) + Acide(2)

L’eau est un ampholyte appartenant aux 2 couples suivants :

couple 1 : H₃O⁺ / H₂O : H₃O⁺<=> H₂O + H⁺ (l’eau fixe H⁺ : c’est une base)
couple 2 : H₂O / OH^– : H₂O <=> H⁺ + HO^– (l’eau cède H⁺ : c’est un acide)

=> Le caractère ampholyte de l’eau se traduit alors par la superposition des réactions :

Réaction « d’autoprotolyse »

H₂O + H₂O <=> H₃O⁺ + HO^–
acide(1) + base(2) <=> base(1) + acide(2)

Lorsqu’on introduit un acide (AH) ou une base (B) dans l’eau, il se produit alors une réaction entre la substance introduite et le solvant (eau) :

Exemples :

CH₃COOH + H₂O <=> CH₃COO^– + H₃O⁺
acide(1) + base(2) <=> base(1) + acide(2)

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^–
base(2) + acide(1) <=> acide(2) + base(1)

3.1. Constante d’équilibre

La constante d’équilibre K de toute réaction acido-basique est donnée par la loi d’action de masse :

Δ_rG°_(T) = -RT LnK

où : a_A, a_B, a_C et a_D sont les activités des espèces A, B, C et D à l’équilibre et [A]_éq, [B]_éq, [C]_éq et [D]_éq les concentrations de ces mêmes espèces à l’équilibre

Equilibre de dissociation de l’eau

L’équilibre d’autoprotolyse de l’eau : 2 H₂O <=> H₃O⁺ + HO^–est caractérisé par une constante d’équilibre K_e appelée « produit ionique » de l’eau.

à 25°C : K_e= 10^-14 d’où pK_e = -log K_e = 14

Δ_rG°_(T) ≈ 80 kJ.mol^-1

Variation de K_e avec la température : loi de van t’Hoff

3.2. Constante d’acidité K_a

Lorsqu’un acide faible AH est mis dans l’eau, il se produit une dissociation :

AH + H₂O <=> A^– + H₃O⁺ (couple AH/A^–)

acide(1) + base(2) <=> base(1) + acide(2)

La constante d’équilibre de dissociation de l’acide HA, ou « constante d’acidité » K_a, s’écrit :

a_H20 =1

On pose : pK_a = – log K_a

3.3. Force des acides et des bases

Un acide est d’autant plus fort qu’il cède plus facilement un proton H⁺

AH + H₂O <=> A^– + H₃O⁺

=> Plus un acide est fort, plus l’équilibre est déplacé dans le sens 1 et par conséquent plus K_a est grand : acidité croissante <=> Ka augmente ; pKa diminue

Une base est d’autant plus forte qu’elle capte plus facilement un proton H⁺

A^– + H₃O⁺ <=> AH + H₂O

=> Plus une base est forte, plus l’équilibre est déplacé dans le sens 1 et par conséquent plus Ka est faible : basicité croissante <=> Ka diminue ; pKa augmente

L’eau est à la fois un acide et une base. Les pKa des 2 couples servant de référence sont :

H₃O⁺/H₂O (K_a = 1 donc pK_a = 0 à 25°C)
H₂O/HO^– (K_a = 10^-14 donc pK_a = 14 à 25°C).

Exemples de couples acido-basiques

En comparant la force de l’acide AH d’un couple acido-basique AH/A^–, on en déduit celle de sa base conjuguée A^– par l’intermédiaire de la valeur du pKa.

Pour un pKa négatif à 25°C, le couple acido-basique est composé d’un acide fort (AF) et d’une base très faible qu’on dit indifférente.
Pour un pKa compris entre 0 et 14 à 25°C, le couple acido-basique est composé d’un acide faible (Af) et d’une base faible (Bf).
Pour un pKa supérieur à 14 à 25°C, le couple acido-basique d’un acide très faible qu’on dit indifférent et d’une base forte (BF).

Remarque : Un acide indifférent est une entité qui n’a pas de potentiel acide et donc une base indifférente est une entité sans réel potentiel basique.

3.4. Sens d’évolution spontané des réactions AH/B

Considérons la réaction entre deux couples acido-basiques :

Acide(1) + Base(2) <=> Base(1) + Acide(2)

Exemple :

On considère les deux couples NH₄⁺/NH₃ et CH₃COOH/CH₃COO^–.

La réaction acido-basique s’écrit : NH₃ + CH₃COOH <=> NH₄⁺ + CH₃COO^–.

La réaction est quantitative (totale) dans le sens 1.

4. pH (potentiel d’hydrogène)

4.1. Définition du pH

L’acidité d’une solution aqueuse dépend de la concentration en ions H₃O⁺

Le pH est tel que pH = -log [H₃O⁺] (en solution diluée) dont la valeur est comprise entre 0 et pK_e (14 à 25°C).

[H₃O⁺] est exprimée en mol.L^-1

4.2. Relation entre pH et pK_a

Tout couple acide/base faible est caractérisé par sa constante d’acidité :

Sachant que : pH = -log [H₃O⁺] et pK_a = -log K_a

La relation (1) s’écrit :

Relation d’Henderson

4.3. Diagramme de prédominance

Une espèce prédomine sur une autre quand sa concentration lui est supérieure.

Une espèce est majoritaire par rapport à une autre quand sa concentration lui est 10 fois supérieure.

si pH = pKa, [Acide] = [Base]
si pH > pKa, [Acide] < [Base] : la base est l’espèce prédominante
si pH < pKa, [Acide] > [Base] : l’acide est l’espèce prédominante

Diagramme de prédominance : représentation graphique délimitant les domaines de concentration

4.4. Détermination du pH

Exemple du pH de l’eau

Soit l’équilibre d’autoprotolyse de l’eau : 2 H₂O <=> H₃O⁺ + OH^– K_e = 10^-14

On remarque que les quantités d’ions H₃O⁺ et OH^– sont stœchiométriques

D’où, dans l’eau pure, on a :

(K_e = [H₃O⁺]×[OH^–] = 10^-14 à 25°C)

Le pH de l’eau pure sera : pH = – log [H₃O⁺] = – log 10^-7 = 7 = (pK_e/2)

pH(eau) = 7

Les solutions neutres contiennent autant d’ions H₃O⁺ que d’ions OH^– :

[H₃O⁺] = [OH^–] => pH = pK_e = 7 à 25°C

Les solutions acides contiennent plus d’ions H₃O⁺ que d’ions OH^– :

[H₃O⁺] > [OH ^–] => pH < ½ pK_e ; soit pH < 7 à 25°C

Les solutions basiques contiennent moins d’ions H3O⁺ que d’ions OH^– :

[H₃O⁺] < [OH ^–] => pH > ½ pK_e ; soit pH > 7 à 25°C

Echelle de pH de l’eau

4.5. pH d’un monoacide fort

Lorsque l’on dissout dans l’eau un acide fort HA de concentration initiale C_o, on a :

Dissolution totale de l’acide : HA + H₂0 -> H₃O⁺ + A^–

à t = 0 C_o 0 0

à t = équilibre 0 C_o C_o

Autoprotolyse de l’eau : 2H₂0 <=> H₃O⁺ + OH^–

=> Dans le cas de solutions peu diluées (C_o > 10^-6,5 mol.L^-1), le milieu est suffisamment acide pour que [OH^–] et [H₃O⁺] issus de l’autoprotolyse de l’eau soient négligeables devant [H₃O⁺] issu de la dissociation de HA.

Validité de l’approximation : OH^– négligeable devant H₃O⁺

Une espèce telle que OH^–, est considérée comme minoritaire et par conséquent sa concentration est négligeable devant celle de [H₃O⁺] si :

En multipliant les deux membres par [H₃O⁺] :

Donc la formule : pH = – log C_o est valable jusqu’à un pH égal à 6,5

Exemple :

4.6. pH d’une monobase forte

Lorsque l’on dissout dans l’eau une base forte B de concentration initiale C_o, on a :

Protonation totale de la base : B + H₂0 -> BH⁺ + OH^–

à t = 0 C_o 0 0

à t = équilibre 0 C_o C_o

Autoprotolyse de l’eau : 2H₂0 <=> H₃O⁺ + OH^–

=> Dans le cas de solutions peu diluées (C_o > 10^-6,5 mol.L^-1), le milieu est suffisamment basique pour que [H₃O⁺] issu de l’autoprotolyse de l’eau soient négligeable devant [HO^–] issu de la dissociation de HA.

Validité de l’approximation : OH^– négligeable devant H₃O⁺

Une espèce telle que H₃O⁺, est considérée comme minoritaire et par conséquent sa concentration est négligeable devant celle de [OH^–] si :

En multipliant les deux membres par [OH^–] :

Donc la formule : pH = pk_e + log C_o est valable pour un pH calculé supérieur à 7,5

Exemple : solution de soude NaOH de concentration initiale C_o = 10^-3 mol.L^-1

pH = pK_e + log C_o = 14 + log 10^-3 = 11

pH > 7,5

=> La formule est donc valide.

4.7. pH d’un monoacide faible

Soit une solution d’un monoacide faible HA de concentration initiale C_o.

Deux équilibres se produisent simultanément :

Dissociation de l’acide : HA + H₂O <=> H₃O⁺ + A^–
Autoprotolyse de l’eau : 2 H₂O <=> H₃O⁺ + OH^–

4 espèces sont présentes à l’équilibre, en concentration : [HA], [A-], [H₃O⁺] et [OH^–]

On peut écrire quatre relations entre ces 4 inconnues :

Produit ionique de l’eau	K_e = [H₃O⁺] [OH^–]	(1)
Constante d’acidité du couple HA/A^–		(2)
Conservation des éléments du couple acido-basique	C_o = [HA] + [A^–]	(3)
Electroneutralité de la solution	[H₃O⁺] = [A^–] + [OH^–]	(4)

Le calcul conduit à une équation du 3^ème degré en [H₃O⁺] :

d’où la nécessité éventuelle de simplifier en faisant simultanément deux approximations.

Validité de l’approximation : [A^–] << [AH]

On considère qu’un acide est faiblement dissocié si :

On considère qu’un acide est faiblement dissocié si : α = coefficient de dissociation de AH = ξ/C₀V < 0,1

Récapitulatif

La formule qui donne le pH d’un monoacide faible dans l’eau :

pH = ½ (pK_a – logC₀)

est valable si [A^–] << [AH]

pH < pK_a – 1
K_a/C₀ < 10^-2

Et si par ailleurs le milieu est acide (autoprotolyse négligeable)

pH < 6,5

Exemple : Calculer le pH d’une solution d’acide acétique CH₃COOH (pKa = 4,8) de concentration C_o = 10^-1 mol.L^-1:

pH = ½ (4,8 + 1) = 2,9

La formule qui donne le pH est valide, puisque

pH = 2,9 < 4,8 -1 = 3,8
K_a/C₀ = 10^-4,8/10^-1 = 10^-3,8 < 10^-2
pH = 2,9 < 6,5

4.8. pH d’une monobase faible

Soit une solution d’une monobase faible B de concentration initiale C_o.

Deux équilibres se produisent simultanément :

Dissociation de l’acide : B + H₂O <=> BH⁺ + OH^– équivalent à B + H₃O⁺ <=> BH⁺ + H₂O
Autoprotolyse de l’eau : 2 H₂O <=> H₃O⁺ + OH^–

4 espèces sont présentes à l’équilibre, en concentration : [BH⁺], [B], [H₃O⁺] et [OH^–]

On peut écrire quatre relations entre ces 4 inconnues :

Produit ionique de l’eau	K_e = [H₃O⁺] [OH^–]	(1)
Constante d’acidité du couple HA/A^–		(2)
Conservation des éléments du couple acido-basique	C_o = [B] + [BH⁺]	(3)
Electroneutralité de la solution	[H₃O⁺] + [BH⁺] = [OH^–]	(4)

Le calcul conduit à une équation du 3^ème degré en [H₃O⁺] :

d’où la nécessité éventuelle de simplifier en faisant simultanément deux approximations.

Validité de l’approximation : [BH⁺] << [B]

On considère qu’une base est faiblement protonée si :

On considère qu’une base est faiblement protonée si : α = coefficient de protonation de B = ξ/C₀V < 0,1

Récapitulatif

La formule qui donne le pH d’une monobase faible dans l’eau :

pH = ½ (pK_a +pK_e – logC₀)

est valable si [BH⁺] << [B]

pH > pK_a + 1
K_e/(K_aC₀) < 10^-2

Et si par ailleurs le milieu est basique (autoprotolyse négligeable)

pH > 7,5

Exemple : Calculer le pH d’une solution d’ammoniaque NH₃ (pKa = 9,2) de concentration C_o = 10^-2 mol.L^-1:

pH = ½ (9,2 + 14 – 2) = 10,6

La formule qui donne le pH est valide, puisque

pH > 9,2 + 1 = 10,2
K_e/(K_aC₀) = 10^-14/(10^-9,2. 10^-2) = 10^-2,8 < 10^-2
pH = 10,6 > 7,5

4.9. pH d’une solution ampholyte

Soit HA^– un ampholyte : il est l’acide du couple HA^–/A₂^– et la base du couple H₂A/HA^–.

Deux réactions faisant intervenir HA- se produisent :

Base du couple H₂A/HA^– HA^– + H₃O⁺ <=> H₂A + H₂O K_a1^-1

Acide du couple HA^–/A₂^– HA^– + H₂O <=> A₂– + H₃O⁺ K_a2

Bilan 2 HA^– <=> H₂A + A^2-

Le bilan de cette réaction globale indique que : [H₂A] = [A^2-]

4.10.pH de solutions salines : exemples

pH d’une solution d’un sel d’acide fort et de base forte	NaCl (chlorure de sodium) issu de la réaction de HCl et NaOH En solution aqueuse, il y a dissolution totale du sel : – Cl^– : base conjuguée (très faible) d’un acide fort (HCl) – Cl^– est un ion indifférent ou spectateur (ne participe à aucun équilibre acido-basique) – Na⁺ : ion spectateur, acide conjugué (très faible) d’une base forte (NaOH) => pH (NaCl) = pH (eau pure) = ½ (pK_e) = 7 à 25°C
pH d’une solution d’un sel d’acide fort et de base faible	NH₄Cl (chlorure d’ammonium) issu de la réaction de HCl et NH₃ En solution aqueuse, il y a dissolution totale du sel : – Cl^– : base conjuguée (très faible) d’un acide fort (HCl) – NH₄⁺ : acide conjugué (faible) de la base faible NH₃ (pK_a = 9,2) => pH (NH₄Cl) = pH (NH₄⁺) => pH d’un acide faible => pH = ½ (pK_a – log[NH₄⁺]) (sous réserve que pH < pK_a – 1, K_a/C₀ < 10^-2, pH < 6,5)
pH d’une solution d’un sel d’acide faible et de base forte	CH₃COONa (acétate de sodium) issu de la réaction de CH₃COOH et NaOH En solution aqueuse, il y a dissolution totale du sel : – Na⁺ : ion spectateur, acide conjugué (très faible) d’une base forte (NaOH) – CH₃COO^– : base conjuguée (faible) de l’acide faible CH₃COOH (pK_a = 4,8) => pH (CH₃COONa) = pH (CH₃COO-) => pH d’une base faible => pH = ½ (pK_e + pK_a + log[CH₃COO^–]) (sous réserve que pH > pK_a + 1, K_e/(K_aC₀) < 10^-2, pH > 7,5)
pH d’une solution d’un sel d’acide faible et de base faible	CH₃COONH₄ (acétate d’ammonium) issu de la réaction de CH₃COOH et NH₃ En solution aqueuse, il y a dissolution totale du sel : Mélange d’une base faible et d’un acide faible On va montrer que pH = 1/2 (pK_a1 + pK_a2)

5. Solutions tampons

Une solution tampon

est constituée d’un acide faible et de sa base conjuguée ou inversement (d’une base faible et son acide conjugué).
minimise les variations de pH provoquées par une addition modérée d’acide ou de base ou par addition modérée d’eau (dilution).

Les solutions tampons sont particulièrement importantes dans les systèmes biologiques.

Le sang et les autres fluides cellulaires sont tamponnés à pH ≈ 7,4.

Si [acide]= [base] : pH = pKa => solution tampon d’efficacité maximale pour le couple.

D’une façon générale, on suppose que pour qu’une solution contenant les formes de l’acide AH et de sa base conjuguée A^– exerce un effet tampon, il faut qu’il existe au moins 10 % de la base A^– ou de l’acide AH, soit :

Il faut avoir un pH compris entre pK_a – 1 et pK_a + 1 :

Solution tampon = mélange d’un acide faible AH et de sa base conjuguée A^– dans des proportions égales ou voisines (couple AH/A^–).

Exemple : AH + sel NaA (solide)

En général le pH d’une solution tampon est compris entre 4 < pH (solution tampon) < 10

[H₃O⁺] et [OH^–] < 10^-4 mol·L^-1

Pour des raisons d’efficacité tampon, les concentrations C₁ de l’acide faible AH et C₂ du sel NaA sont relativement élevées c’est-à-dire > 10^-2 mol.L^-1 donc > à [H₃O⁺] et [OH^–].

Etant donné que [H₃O⁺] et [OH^–] sont négligeables devant [AH] et [NaA], on peut écrire :

C₁ = [AH] => AH : acide faible, peu dissocié dans l’eau

C₂ = [A^–] => NaA : sel entièrement dissous dans l’eau

Le pH devient alors :

relation d’Henderson

Exemple : solution tampon réalisée à l’aide d’une mélange de NH₃ (C₁) et NH₄⁺ (C₂) avec C₁ = C₂ = 10^-1 mol.L^-1

On rajoute dans 1 L de ce tampon, n₁ moles de NaOH (base forte) avec : n_NaOH = 10^-2 mol.

Quel est le nouveau pH ? (on suppose que le volume reste égal à 1 L après ajout de NaOH).

L’ajout de NaOH provoque la réaction totale :

6. Dosages acido-basiques

6.1. Dosage d’un monoacide fort par une monobase forte

Soit HCl et NaOH mis en solution aqueuse.

Les ions Cl^– et Na⁺ étant indifférents, la réaction globale qui se produit est donc :

H₃O⁺ + OH^– –> 2H₂O K = (K_e)^-1 = 10¹⁴

K > 10⁴, on peut donc considérer que la réaction est totale (quantitative).

L’étude d’une réaction de dosage acide-base consiste en général à suivre l’évolution du pH de la solution en fonction du volume V₂ de réactif ajouté (ou du nombre de moles n₂ = C₂V₂)

L’équivalence acido-basique est l’état du mélange réactionnel obtenu quand les réactifs, introduits dans l’état initial selon les proportions stœchiométriques, sont totalement consommés.

α acide₁ + β base₂ –> γ base₂ + δ acide₂

A l’équivalence β.n₁ = α.n₂ => β.C₁V₁ = α.C₂V₂

Allure du graphe pH = f(n_OH- versé)

6.2. Dosage d’un monoacide faible par une monobase forte

HA + OH^– –> A^– + H₂O K = K_a/K_e = 10^(14-pKa)

Si pK_a < 10, 10^(14-pKa) > 10⁴, on peut donc considérer que la réaction est totale (quantitative).

Cas particulier : demi-équivalence n₂ = n₁ / 2

pH_1/2eq = pK_a, c’est un mélange tampon avec une efficacité maximale