Chapitre 7 • pH des solutions d'acides ou de bases. Tampons. Dosages pH-métriques
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majoritairement les concentrations des espèces à l’équilibre. Cependant, K (1) et K (2) sont, dans
l’absolu, très faibles, donc : [HA
– ] ≈ c.
L’objectif est d’exprimer [H 2 A], puis [A 2– ], en fonction de : [H 3 O + ], K A1 , K e et c, afin de reporter
dans K A2 .
H 2 A étant formé par les réactions prépondérantes (1) et (2), on a :
[H 2 A] = [A 2– ] + [OH – ]
donc : [A 2– ] = [H 2 A] – [OH – ] = [H 2 A] –
De K A1 , on tire [H 2 A] qu’on reporte dans l’expression de [A 2– ] ci-dessus :
Le report de : [HA
– ] ≈ c, et de [A
2– ], dans K A2 donne :
soit :
Application numérique : K A1 = 10 –3 ; K A1 = 10 –13,4 = 4.10 –14 ; K e = 10 –14 ;
c = 2,08.10
–2 mol.L
–1
= 2,28.10
–8 mol.L
–1
Cette valeur de pH est tout à fait compatible avec l’absorption orale d’un médicament (pas
d’agressivité vis-à-vis des muqueuses de la bouche et du tube digestif).
b) À pH ≈ 1,5,
; l’ion salicylate dans l’estomac est converti
en acide salicylique, non chargé et, pour cette raison, susceptible de traverser la paroi
stomacale et de passer dans le flux sanguin.
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 7.5
z Le pH d’un amphotère n’est donné par : pH = ½ (pK A1 + pK A2 ) que si la réaction
d’autoprotolyse est la seule réaction prépondérante. Si ce n’est pas le cas, il faut calculer
[H 3 O + ] en tenant compte de toutes les réactions prépondérantes.
K e
[H 3 O
+ ]
[H 2 A] =
[HA
− ][H 3 O
+ ]
K A1
=
c × [H 3 O
+ ]
K A1
[A
2− ] =
c × [H 3 O
+ ]
K A1
−
K e
[H 3 O
+ ]
K A2 =
[H 3 O
+ ]
2
K A1
−
K e
c
[H 3 O
+ ] = K A1 × K A2 +
K e
c
1 2
) ]
1/2
(
[
[H 3 O
+ ] = 10
−3
× 4.10
−14
+
10
−14
2,08.10
−2
1 2
) ]
1/2
[ (
pH = 7,6
[H 2 A]
[HA
− ]
= 10
pK A1 −pH
= 10
3−1,5
≈ 32
≈