Chapitre 7 • pH des solutions d'acides ou de bases. Tampons. Dosages pH-métriques
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pK A – log c > 15 ⇒ base presque totalement protonée (équilibre 7 presque totalement déplacé
dans le sens 1).
pH = 14 + log c = 14 + log 10
–5,2
soit :
i) CH 3 COONa : éthanoate de sodium. La dissolution de ce composé disperse les ions
CH 3 COO
– et Na
+ en solution :
CH 3 COONa (s)
CH 3 COO – (aq) + Na + (aq)
= [Na
+ ] = c
CH 3 COO – est la base faible conjuguée de l’acide éthanoïque CH 3 COOH ;
pK A (CH 3 COOH/CH 3 COO – ) = 4,75, soit K A = 1,78.10 –5 . Na + est indifférent.
Équilibres en solution.
CH 3 COO – + H 2 O
OH – + CH 3 COOH
(équilibre 8)
H 2 O + H 2 O
H 3 O
+ + OH
–
(équilibre 9)
☛ c = 10 –5 mol.L –1
Position de l’équilibre 8 ?
pK A – log c = 4,75 – log 10
–5 = 9,75
pK A – log c < 12 ⇒ base faiblement protonée (équilibre 8 peu déplacé dans le sens 1).
Ce résultat est absurde, car le pH d’une solution de base ne peut pas être inférieur à 7. La formule
utilisée n’étant valable que si l’autoprotolyse de l’eau est négligeable, il en résulte que cette
hypothèse n’est pas correcte et que le calcul doit être recommencé en prenant en compte l’équilibre 9.
En revanche, l’ion éthanoate étant une base très faible (pK A = 4,75), on gardera l’hypothèse qu’il
est faiblement protoné : [CH 3 COO
– ] ≈ c.
Espèces en solution : CH 3 COO – ; CH 3 COOH ; Na + ; OH – ; H 3 O +
Constantes d’équilibre :
= 1,78.10
–5
K e = [H 3 O
+
] × [OH
–
] = 10
–14
Électroneutralité (EN) :
1 × [CH 3 COO
– ] + 1 × [OH
– ] = 1 × [H 3 O
+
] + 1 × [Na
+ ]
donc : [CH 3 COO – ] + [OH – ] = [H 3 O + ] + c
Conservation de la matière (CM) : c = [CH 3 COO – ] + [CH 3 COOH] = [Na + ]
Méthode : exprimer [CH 3 COOH] et [CH 3 COO – ] en fonction de [H 3 O + ], puis reporter dans K A .
pH = 8,8
H 2 O
c CH 3 COO −
1
2
pH = 7 +
1
2
pK A +
1
2
logc = 7 +
4,75
2
+
1
2
log10
−5
♠6,9 !!
≈
K A =
[CH 3 COO
− ][H 3 O
+ ]
[CH 3 COOH]
A