Transcript correction de l`activité complète

Activité cours de chimie N°3
Constante d’acidité
d’un couple acide/base
Objectifs de l'activité
 Connaître la réaction d’autoprotolyse de l’eau ainsi
que le produit ionique de l’eau.
 Savoir définir et utiliser la constante d’acidité d’un
couple acide/base.
 Savoir déterminer l’espèce prédominante d’un couple
acide/base.
1. Réaction d’autoprotolyse
de l’eau ;
le produit ionique de l’eau
Questions
A 25°C l’eau pure a un pH = 7,0.
1.
Que vaut [H3O+]éq dans l’eau pure ?
A 25°C, [H3O+]éq = 10-pH = 1,0.10-7 mol.L-1
2.
Ecrire l’équation de la réaction probable à l’origine
de la présence d’ions H3O+(aq) dans l’eau pure. Cette
réaction s’appelle réaction d’autoprotolyse de l’eau.
Les ions H3O+(aq) présents dans l’eau pure proviennent
nécessairement de l’échange d’un H+ entre deux
molécules H2O. D’où l’équation probable de la réaction
d’autoprotolyse :
H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq)
3.
De quel type de réaction s’agit-il et quels en sont
les couples mis en jeu, appelés couples de l’eau?
Réaction acido-basique. Les deux couples mis en jeu
sont :
H3O+(aq) / H2O(l) et H2O(l) / HO-(aq).
Remarque : H2O(l) présent dans les deux couples est
tantôt acide tantôt base : c’est un ampholyte.
4.
A titre d’exercice on montrera que le taux
d’avancement final de la réaction vaut t = 3,6.10-9 en
utilisant la masse volumique de l’eau ( bien connue de
tous ) ainsi que sa masse molaire. Que dire de la
réaction d’autoprotolyse .
Le taux d’avancement final étant très petit devant 1, la
réaction d’autoprotolyse est très limitée.
5.
La réaction d’autoprotolyse de l’eau a lieu dans
toute solution aqueuse. On appelle produit ionique de
l’eau la constante d’équilibre, notée Ke, attachée à
l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.
5.1.
Ecrire l’expression de Ke.
L’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau est :
H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq)
Donc :
Ke = [H3O+]éq. [HO-]éq
5.2. Une constante d’équilibre étant indépendante des
conditions initiales, justifier que Ke = 1,0.10-14 à 25°C en
raisonnant sur le cas de l’eau pure.
Ke indépendante des conditions initiales,  Ke calculable
avec de l’eau pure à 25°C ([H3O+]éq = 1,0.10-7 mol.L-1)
H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq)
On peut montrer ( tableau d’avancement ) que, pour l’eau
pure :
[H3O+]éq = [HO-]éq
 Ke = [H3O+]éq. [HO-]éq = ([H3O+]éq)2
 Ke = (1,0.10-7)2 = 1,0.10-14
5.3.
Comment varie [HO- ]éq quand [H3O+]éq augmente ?
A 25°C, pour tte sol aqueuse:
[H3O+]éq. [HO-]éq = 1,0.10-14
 [H3O+]éq inversement proportionnel à [HO-]éq
 [HO-]éq diminue quand [H3O+]éq augmente, et vice-versa.
5.4. Pour des raisons de commodité, on utilise souvent
pKe = - log Ke. Calculer pKe à 25°C.
pKe = - log ( 1,0.10-14 ) = 14
A retenir
Dans toute solution aqueuse se produit une transformation très
imitée
l………………..,
modélisée par la réaction d’équation chimique :
HOH 3O
H2O(l) + H2O(l) = ………..(aq)
+ …………(aq)
+
autoprotolyse
appelée réaction d’………………………………
de l’eau.
On appelle produit ionique de l’eau la constante d’équilibre Ke
associée à l’écriture de la réaction d’autoprotolyse :
Ke = [……..]
H3O+ éq. [……..]
HO- éq
 Ke est indépendant de la nature des substances dissoutes ;
 Ke ne dépend que de la température.
A partir de Ke on définit :
pKe= - log Ke (équivalent à Ke = 10-pKe )
Exemples : à 25°C , pKe = 14,0 et à 50°C pKe = 13,3.
2.
Application
du produit ionique de l’eau :
pH et concentration en ions hydroxyde
Questions
1.
Montrer, à partir de l’expression du produit ionique
de l’eau que pH = pKe + log [HO-]éq. On utilisera la
propriété log ( a/b) = log (a ) – log (b).
[H3O+]éq. [HO-]éq = Ke
Donc :
[H3O+]éq = Ke / [HO-]éq
Donc :
- log [H3O+]éq = - log (Ke / [HO-]éq )
Donc :
- log [H3O+]éq = - log Ke + log [HO-]éq
Or :
pH = - log [H3O+]éq et pKe = - log Ke
Donc : pH = pKe + log [HO-]éq
2.
En déduire l’expression de [HO-]éq en fonction de
pH et de pKe.
pH = pKe + log [HO-]éq
Donc :
[HO-]éq = 10 (pH-pKe)
A 25° C, calculer le
[HO-]éq = 3,0.10-4 mol.L-1
pH
d’une
solution
telle
pH = pKe + log [HO-]éq
Donc :
Donc :
Donc
pH = 14 + log ( 3,4.10-4 )
pH = 14 + log ( 3,4 ) - 4 = 10 + log (3,4)
pH = 10,5
que
A 25°C, calculer [HO-]éq dans une solution aqueuse de pH
= 2,3.
[HO-]éq = 10 (pH-pKe)
Application numérique:
[HO-]éq = 10 (2,3-14) = 2,0.10-12 mol.L-1
3.
Solutions neutres, acides ou basique
Les définitions des solutions neutres acides ou
basiques sont résumées sur le diagramme en
pH ci-après, et à compléter après avoir répondu
aux questions qui suivent.
pH =
……….
pH …………….
pH ……….
pKe
0
solution acide
[H3O+]éq > [HO-]éq
solution basique
[HO-]éq > [H3O+]éq
solution neutre
[H3O+]éq = [HO-]éq
pH
1.
Quelle doit être l’expression du pH d’une solution
neutre en fonction de pKe ? On utilisera la propriété :
log ( an) = n. log ( a ) pour tout n et tout a > 0.
Cas d’une solution neutre : [H3O+]éq = [HO-]éq
Donc :
Ke = [H3O+]éq. [HO-]éq = [H3O+]2éq
Donc :
- log Ke = - log [H3O+]2éq = - 2 log [H3O+]éq
Donc :
pKe = 2 pH
Donc :
pH ( solution neutre ) = pKe / 2
1 ( suite ). Compléter alors le diagramme de pH ci-avant.
pH ( solution neutre ) = pKe / 2
pH =
pKe /2
……….
pH …………….
pH ……….
pKe
0
solution acide
[H3O+]éq > [HO-]éq
solution basique
[HO-]éq > [H3O+]éq
solution neutre
[H3O+]éq = [HO-]éq
pH
1 ( suite et fin ). Retrouver la valeur du pH d’une solution
neutre à 25°C.
A 25°C :
pKe = 14
Donc :
pH ( solution neutre à 25° C ) = pKe / 2 = 7,0
2.
Déterminer le domaine de pH pour lequel une
solution est acide. On utilisera le caractère strictement
croissant de la fonction log. Compléter alors le
diagramme.
Solution acide : [H3O+]éq > [HO-]éq ou bien [HO-]éq < [H3O+]éq
Donc :
Ke = [H3O+]éq. [HO-]éq < [H3O+]2éq
Donc :
log Ke < log [H3O+]2éq ( fonction log croissante)
Donc :
- log Ke > - 2 log ([H3O+]éq
Donc :
pKe > 2 pH
pH ( solution acide ) < pKe / 2
pH ( solution acide ) < pKe / 2
pH =
……….
pKe /2
0
pH <
…………….
pKe/ 2
solution acide
[H3O+]éq > [HO-]éq
pH ……….
pKe
solution basique
[HO-]éq > [H3O+]éq
solution neutre
[H3O+]éq = [HO-]éq
pH
3.
En déduire, sans démonstration les valeurs du
solutions basiques et achever de compléter de diagramme
pH
En inversant les sens des inégalités précédentes, on passe des
solutions acide aux solutions basiques :
pH ( solution basique ) > pKe / 2
pH =
……….
pKe /2
pKe/ 2
pH <
…………….
0
solution acide
[H3O+]éq > [HO-]éq
pH >
……….
pKe/ 2
pKe
solution basique
[HO-]éq > [H3O+]éq
solution neutre
[H3O+]éq = [HO-]éq
pH
des
3.
Constante d’acidité
d’un couple acide/base;
pKA.
Définition
On appelle constante d’acidité d’un couple acide/ base en
solution aqueuse, la constante d’équilibre, notée KA,
associée à l’équation de la réaction qui se produit lors
de la mise en solution dans l’eau de l’acide A du
couple A(aq)/B(aq). Cette équation d’écrit :
A(aq) + H2O(l) = B (aq) + H3O+(aq)
La constante d’acidité a donc comme expression :

[B] .[H O ]
3
éq
éq
KA =
[A]
éq
Pour des raisons de commodité on définit
pKA= - log KA
équivalent à
KA= 10-pKA
Relation entre pH et pKA
A partir de l’expression de KA , montrer que (expression à savoir
retrouver et également à retenir ):
[B]
pH  pK
A
 log
[A]
éq
éq
[B]
On part de la définition du KA : KA =

.[H O ]
3
éq
éq
[A]
Donc :
éq
- log KA = - log ([H3O+]éq) - log ([B]éq/[A]éq)
Soit :
pKA = pH - log ([B]éq/[A]éq)
Donc :
pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq)
Cas des couples de l’eau
1.
Etablir l’expression de la constante d’acidité du
couple H3O+(aq)/ H2O(l), après avoir écrit l’équation
chimique appropriée. Quelle est sa valeur ? Quelle est la
valeur du pKA de ce couple ?
KA ( H3O+(aq)/ H2O(l)) = cste d’équilibre associé à l’équation
de la réaction entre l’acide H3O+(aq) et l’eau, soit :
H3O+(aq) + H2O(l) = H2O(l) + H3O+(aq)
Donc :
KA = [H3O+]éq / [H3O+]éq = 1
Donc :
pKA = 0.
En bref :
KA ( H3O+(aq) / H2O(l) ) = 1 et pKA = 0
2.
Même question
H2O(l) / )/ HO- (aq).
pour
l’autre
couple
de
l’eau
KA( H2O(l)/ HO-(aq)) = cste d’équilibre associé à l’équation
de la réaction entre l’acide H2O(l) et l’eau, soit :
H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq)
KA = [H3O+]éq . [HO-]éq = Ke
Donc :
Donc :
pKA = pKe.
En bref à
KA (H2O(l)/HO- (aq)) = Ke et pKA = pKe
Application : constante d’équilibre associée aux
réactions acido-basiques
On mélange dans l’eau 2 couples acide/base A1(aq)/B1 (aq)
de constante d’acidité KA1 et A2(aq)/B2(aq) de constante
d’acidité KA2.
1.
Etablir, en fonction de KA1 et KA2 , l’expression de
la constante d’équilibre K associée à l’équation de la
réaction : A1(aq) + B2 (aq) = B1(aq) + A2 (aq)
[B
K
]
1
[A
éq
]
1
.[A
éq
]
2
.[B
éq
]
2
éq
.
[B
]
1
K
[A
éq
]
1
.[A
éq
]
2
.[B
.
éq
]
2
éq
Coup de pouce : on introduira dans l’expression de K,
[H3O+]éq au numérateur et au dénominateur.
Donc :
[B
K
.[H O
éq
1
3
[A
]
]

.[H O
éq
1
3

]
éq
]
.[A
éq
]
2
.[B
éq
]
2
éq
.
[B
K
]
. [H O
éq
1
3
[A
]
1
éq
.

[H O
3
]
éq

]
.
éq
[A
]
2
. [B
éq
]
2
.
éq
1 / KA2
KA1
K
A1
K
K
A2
Expression à savoir retrouver et à ne pas retenir par
cœur ( erreur d’inversion possible )
2.
En déduire une expression de K en fonction de
pKA1 et pKA2.
K
.
A1
K
K
A2
avec KA1 = 10- PKA1 et
KA2= 10- PKA2
Donc :
K = 10- PKA1 / 10- PKA2 = 10
(PKA2
- PKA1 )
4.
Déterminer l’espèce prédominante d’un
couple acide/base en solution :
diagrammes de prédominance
et de distribution
Diagramme de prédominance
d’un couple acide/base
Soient un couple acide/base A(aq) / B(aq) en solution
aqueuse. On dit que l’espèce A(aq), par exemple,
prédomine en solution si [A]éq > [B]éq.
1.
Rappeler la relation entre le pH de la solution, le
pKA, [A]éq et [B]éq.
pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq)
2.
Supposons que le pH de la solution est égal à
pKA. Quelle est l’espèce, A ou B, qui prédomine ? Justifier.
Rappel : pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq)
pH = pKA 
log ([B]éq/[A]éq) = 0.
 [B]éq/[A]éq = 1

pH = pKA
[B]éq= [A]éq
 [B]éq= [A]éq
Aucune des 2 formes ne prédomine.
3.
Supposons que le pH de la solution est supérieur
à pKA . Quelle est de A(aq) ou B (aq) l’espèce qui
prédomine ?
Rappel : pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq)
pH > pKA 
pH - pKA > 0
 log ([B]éq/[A]éq) > 0.
 [B]éq/[A]éq > 1
 B (aq) prédomine
Donc
pH > pKA  la forme basique B (aq) prédomine
4.
Supposons que le pH de la solution est inférieur à
pKA. Même question qu’en 3. Justifier.
Rappel : pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq)
pH < pKA 
pH - pKA < 0
 log ([B]éq/[A]éq) < 0.
 [B]éq/[A]éq < 1
 [A]éq / [B]éq > 1.
 A (aq) prédomine
pH < pKA  la forme acide A(aq) prédomine
A retenir
Compléter le diagramme ci-après, appelé diagramme
de prédominance du couple A(aq)/B(aq) : ce
diagramme est à retenir et à savoir restituer.
A(aq) prédomine
….……..
B éq
A éq > [….]
[….]
…….. prédomine
B(aq)
[A]
…....éq = [B]
……éq
A éq
[….]
B éq > [….]
pH
pKA
pH < ……..
………………
pH
= pKA
pKA
pH > ……..
Diagramme de distribution
Un diagramme de distribution d’un couple acide/base en
solution aqueuse est un graphe, qui donne les
pourcentages molaires d’un acide A(aq) et de sa base
conjuguée B(aq) en fonction du pH de la solution.
La figure ci-contre donne le diagramme de distribution
des formes acide et basique du couple CH3CO2H(aq)/
CH3CO2-(aq).
1.
Justifier graphiquement la valeur du pKA du couple
CH3CO2H(aq)/ CH3CO2-(aq).
pH = pKA  [B]éq= [A]éq
Donc
pH = pKA  %A (aq)=% B(aq)
Donc
le point d‘intersection des
deux courbes 1 et 2 a pour
abscisse :
pH = pKA
pKA = 4,8
2.
Identifier, en justifiant les courbes 1 et 2.
pH < pKA  [A]éq> [B]éq
Donc
% A (aq) > % B(aq)
Donc
pH < pKA  courbe % A (aq)
= f(pH) au-dessus de la
courbe % B (aq) = g(pH)
2
% A (aq)
1
% B (aq)
pKA = 4,8
La courbe 2 est donc la
courbe de distribution de
la forme acide.
Donc, la courbe 1 est donc la courbe de distribution de
la forme basique
Application aux indicateurs colorés acidobasiques
Un indicateur coloré acido-basique est un composé qui
existe en solution aqueuse sous la forme d’un couple
acido-basique noté HInd(aq)/ Ind-(aq) dont la forme acide,
HInd(aq), a une couleur différente de celle de la forme
basique Ind –(aq).
La couleur de IndH(aq) est appelée teinte acide ;
celle de Ind-(aq) est appelée teinte basique.
Par exemple, le bleu de bromothymol, ou B.B.T est un
indicateur coloré acidobasique dont la teinte acide est
jaune et la teinte basique est bleue.
1.
De quoi dépend la teinte d’un indicateur ?
La teinte d’un indicateur dépend des proportions de la
forme acide IndH(aq) et de la forme basique Ind-(aq).
2.
Comment peut-on modifier sa teinte?
On peut modifier sa teinte en faisant varier le pH de la
solution dans laquelle il est dissous ( variation des % de
IndH(aq) et Ind-(aq)).
Zone de virage d’un indicateur
La zone de virage d’un indicateur coloré est le domaine
de valeurs du pH pour lequel ni IndH(aq) ni Ind-(aq) ne
prédomine nettement.
Dans la zone de virage, la couleur de l’indicateur est
appelée teinte sensible.
1.
Déterminer visuellement la zone de virage du
B.B.T, à l’aide de l’échelle des teintes obtenue pour
divers pH. Quelle est la teinte sensible du B.B.T ?
Zone de virage
Visuellement la zone de virage est [6,0; 7,5]
La teinte sensible du B.B.T est verte ( échelle de teintes
entre le jaune-vert et le bleu-vert ).
2.
Estimation théorique de la zone de virage
2.1. Rappeler la relation qui existe entre pH et le pKAi
de l’indicateur.
pH = pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq)
2.2. On considère que l’indicateur prend la teinte acide
si [HInd]éq > 10 [Ind-]éq. Montrer alors que pH < pKAi – 1.
Si [HInd]éq > 10 [Ind-]éq alors [Ind-]éq / [HInd]éq < 1/10
Donc:log ([Ind- ]éq/[IndH]éq)<log(1/10)(log fonction croissante )
Donc :
Donc :
Soit :
log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) < -1 ( log(1/10 = -1 )
pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) < pKAi -1
pH < pKAi -1
En bref, théoriquement :
teinte acide  pH < pKAi -1
2.3. On considère que l’indicateur prend la teinte
basique
si [Ind-]éq > 10 [HInd]éq. Montrer alors que
pH > pKAi + 1.
Rappel : pH = pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq)
Si [Ind- ]éq > 10 [HInd]éq alors [Ind-]éq / [HInd]éq > 10
Donc:log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) > log (10) ( log : fction croissante )
log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) > 1 ( log (10)= 1)
Donc :
pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) > pKAi + 1
Donc :
Soit :
pH > pKAi + 1
En bref :
teinte basique  pH > pKAi + 1
2.4. Compléter le diagramme ci-après, indiquant une
estimation théorique de la zone de virage d’un
indicateur.
couleur de HInd(aq)
………..
de virage
zone
…………………….
einte sensible
t……………………..
pKAi - 1
……………..
pKAi
….…….
-
(aq)
couleur de Ind
…………..
pKAi+ 1
………………
pH
2.5.
En analysant le diagramme de distribution des formes acide
et basique du B.B.T, peut-on dire que le pKAi de cet indicateur est
au milieu de la zone de virage comme le prévoit l’estimation
théorique? Conclure.
pKAi  7,1
Zone de virage : [6,0 ; 7,5 ]
pKAi  7,1
Le pKAi du B.B.T n’est pas au milieu de la zone de
virage.
Conclusion
L’estimation théorique [pKAi – 1 ; pKAi + 1 ] de la zone de
virage n’est qu’une approximation.
La zone réelle de virage dépend de la sensibilité de l’œil
aux teintes acide et basique de l’indicateur.
5. Comparer le comportement
d’acides et de bases
en solution aqueuse
Forces relatives d’acide et de bases en
solution aqueuse
Par définition, à concentration égale apportée, un
acide ( respectivement une base ) est d’autant
plus fort(e) que le taux d’avancement final t de
la réaction entre l’acide ( respectivement la base )
et l’eau est plus grand.
Comparaison des forces des acides dans l’eau
par comparaison de pH ou de pKA
Soit une solution aqueuse d’un
concentration apportée fixée CA .
acide
noté
HA, de
1.
Ecrire l’équation de sa réaction avec l’eau ainsi
que l’expression de sa constante d’acidité KA.
HA (aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq)
[A
-
]

.[H O ]
3
éq
éq
KA =
[AH]
éq
2.
Si l’on augmente la force de l’acide (en changeant
d’acide par la pensée ) en gardant la même concentration
apportée CA, prévoir, sans calcul, comment va varier son
pH ainsi que la constante d’acidité KA du couple
AH(aq)/A-(aq) et par voie de conséquence le pKA.
Utilisation du pH comme critère de comparaison des
forces des acides
Rappel : HA (aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq)
A concentration apportée CA égale, plus l’acide est FORT,
plus le taux d’avancement final t est grand, donc plus
[H3O+]éq est grand.
Donc plus le pH EST FAIBLE;
Utilisation du pKA comme critère de comparaison des
forces des acides
-
Rappels :
[A ]

.[H O ]
éq 3
éq
KA =
[AH]
éq
HA (aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq)
A CA égale, plus l’acide est FORT, plus [H3O+]éq est grand ;
donc plus [A-]éq est grand et plus [HA]éq est petit.
Dans ce cas, le numérateur du KA augmente avec la
force de l’acide tandis que son dénominateur diminue ;
donc plus le KA est GRAND,
donc plus le pKA est FAIBLE.
3.
Exemple numérique :on donne le tableau suivant,
pour les trois acides suivants de même concentration
apportée CA =1,0.10-2 mol.L-1.
Acide
Méthanoïque
Ethanoïque
chlorhydrique
pH
2,9
3,4
2,0
pKA
3,8
4,8
- 6,3
En utilisant le résultat de la question 2, classer les trois
acides par force décroissante.
A concentration apportée égale ( 1,0.10-2 égale ) , plus on
augmente en pH ( ou en pKA ) plus l’acide est faible.
chlorhydrique
2,0
méthanoïque
2,9
éthanoïque
pH croissant
3,4
Force
décroissante
A retenir
Pour
une
solution
aqueuse
d’acide, à
concentration apportée CA égale, cet acide est
d’autant plus fort :
faible
 que son pH est plus ………………..
 que la constante d’acidité KA du couple mis
forte
en jeu est plus ………………………
faible
 que le pKA est plus……………………
Démonstration théorique du classement des forces des
acides en solution aqueuse( à chercher à titre
d’exercice):
Soit une solution aqueuse d’acide AH de concentration
apportée C. Montrer, en utilisant un tableau d’avancement,
que le taux d’avancement final t et la constante d’acidité
KA ont pour expressions littérales :
t = 10-pH/ C et KA =C t2 / ( 1- t )
Retrouve-t-on, à partir de ces expressions, le classement
des forces des acides établi qualitativement à la
question 2 ?
Comparaison des forces des bases dans l’eau
par comparaison de pH ou de pKA
1.
Soit une solution aqueuse d’une base notée B, de
concentration apportée fixée CB, prévoir qualitativement, à
partir de l’équation de mise en solution de B dans l’eau
et à partir de l’expression du KA du couple
BH+(aq)/B(aq), comment varie le pH de la solution et
comment varie le pKA lorsqu’on augmente la force de la
base.
Utilisation du pH comme critère de comparaison des
forces des bases
B (aq) + H2O(l) = BH+(aq) + HO- (aq)
A concentration apportée CB égale, plus la base B(aq) est
FORTE , plus t est élevé, donc plus [HO-]éq est élevé.
Donc, plus [H3O+]éq est faible ( produit ionique de l’eau ) et
plus pH est FORT.
Utilisation du pKA comme critère de comparaison des
forces des bases
Rappels :
[B]
KA =

.[H O ]
éq 3
éq
[BH

]
éq
B (aq) + H2O(l) = BH+(aq) + HO- (aq)
A concentration apportée CB égale, plus B(aq) est FORTE
, plus [HO-] éq et [BH+] éq sont fortes et plus [B] éq est faible
et de plus, plus [H3O+] éq est faible.
Dans ce cas le numérateur du KA diminue et son
dénominateur augmente avec la force de la base :
donc plus le KA est FAIBLE, plus le pKA est FORT.
A retenir
Pour une solution aqueuse de base, à concentration
apportée CB égale, cette base est d’autant plus forte:
FORT
 que son pH est plus ………………..
 que
sa
constante
FAIBLE
………………………
d’acidité
FORT
 que le pKA est plus……………………
KA
est
plus
2.
Exemple numérique : soient deux solutions
aqueuses d’ammoniac et de méthylamine de même
concentration apportée
C = 1,0.10-2 mol.L-1 . Le pH de
la solution d’ammoniac vaut 10,6 et celui de la solution
de méthylamine 11,4. En utilisant le résultat de la
question 1 dire quelle est la base la plus forte et quel
est le pKA le plus faible des deux couples mis en jeu.
A concentration égale apportée C = 1,0.10-2 mol.L-1 la base
la plus forte est celle qui a le pH le plus élevé :
Or
pH ( méthylamine ) > pH ( ammoniac )
Donc la méthylamine est une base plus forte que
l’ammoniac.
Donc, le pKA le plus faible est celui de la base la plus
faible, c’est à dire celui de l’ammoniac.
• D’après une activité de Mr Luisada