Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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Ce qu’il faut retenir de l’exercice 6.4
z Un couple acide/base est caractérisé par son pK A .
z pK A = –log 10 K A ;
.
z La forme acide est d’autant plus forte que pK A est faible (et se rapproche de 0).
z La forme basique est d’autant plus forte que pK A est élevé (et se rapproche de 14).
z Lorsque la forme acide est plutôt forte, la forme basique est plutôt faible, et inversement.
6.5* Détermination du pK A de l’acide benzoïque par pH-métrie
Si C 6 H 5 COOH était un acide fort, il se convertirait totalement en : H 3 O
+ + C 6 H 5 COO
– . Comme
= 10
–2 mol.L
–1 , on aurait [H 3 O
+ ] = 10
–2 mol.L
–1 , et le pH de la solution vaudrait 2.
Or le pH vaut 3,1 ; cela montre que [H 3 O
+ ] <
et que l’acide est faible.
La résolution du problème posé suppose l’analyse qui suit.
Équilibres en solution.
C 6 H 5 COOH + H 2 O
H 3 O
+ + C 6 H 5 COO
–
H 2 O + H 2 O
H 3 O
+ + OH
–
Espèces en solution. C 6 H 5 COOH ; C 6 H 5 COO
– ; H 3 O
+ ; OH
–
Constantes d’équilibre.
K e = [H 3 O
+
] × [OH
–
] = 10
–14
Données.
= 10
–2 mol.L
–1 ; pH = 3,1
Objectif et méthode. Calcul de [C 6 H 5 COOH], [C 6 H 5 COO
–
], [H 3 O
+
], [OH
–
], puis de pK A .
Résolution.
z De pH = 3,1, on tire :
soit : [H 3 O + ] = 7,94.10 –4 mol.L –1
z Le produit ionique de l’eau permet de calculer [OH
– ] (qui est [OH
– ] auto ) :
soit : [OH – ] = 1,26.10 –11 mol.L –1
z L’électroneutralité de la solution s’exprime par :
[H 3 O + ] = [C 6 H 5 COO – ] + [OH – ]
[C 6 H 5 COO – ] = [H 3 O + ] – [OH – ] ≈ [H 3 O + ]
car [OH – ] << [H 3 O + ]
donc :
[C 6 H 5 COO – ] = 7,94.10 –4 mol.L –1
K A = 10
−pK A
c C 6 H 5 COOH
c C 6 H 5 COOH
K A =
[C 6 H 5 COO
− ][H 3 O
+ ]
[C 6 H 5 COOH]
c C 6 H 5 COOH
[H 3 O
+ ] = 10
−3,1
[OH
− ] =
10
−14
10
−3,1
= 10
−10,9