15.19 Solution d’une base faible – Réaction avec un acide fort
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d’ions HO – , et pour obtenir le même résultat dans 200 mL de solution il faut y introduire
0,3 mol / 5 ϭ 0,06 mol d’ions HO – . S’ils sont apportés par de la potasse (M ϭ 56 g.mol –1 ), il
faut en dissoudre 56 g.mol –1 ϫ 0,06 mol ϭ 3,4 g de potasse.
Si on dissout 0,6 mol de potasse (au lieu de 0,3 mol) dans un litre de la solution acide, la concentration finale en ions HO – est [HO – ] ϭ 0,6 mol.L –1 – 0,3 mol.L –1 ϭ 0,3 mol.L –1 , de sorte que
[H 3 O ϩ ] ϭ 1.10 –14 / 0,3 ϭ 3,3.10 –14 et pH ϭ 13,5.
Première différence observée entre HF et HBr : il faut 2,5 fois plus de potasse (0,3 mol au lieu
de 0,12 mol) pour amener au pH 3 des solutions de même concentration initiale (0,3 M) des
deux acides. Est-ce parce que la neutralisation d’un acide fort nécessite plus de base que celle
d’un acide faible ?
Non. La neutralisation, au sens stœchiométrique, d’un acide faible nécessite la même quantité de
base que celle d’un acide fort de même concentration [Ex. 15.7]. Pour neutraliser un litre de
solution 0,3 M d’un monoacide, il faut toujours 0,3 mol de potasse.
Mais le pH 3 ne correspond pas, pour HF et pour HBr, au même stade de la neutralisation. À ce
pH, la solution de HF contient encore 0,18 mol.L –1 de molécules HF, alors que la solution de
HBr est pratiquement neutralisée, puisque la concentration restante d’ions H 3 O ϩ n’est plus que
1.10 –3 mol.L –1 . Cette différence peut se lire sur les courbes de neutralisation des acides forts et
faibles par une base forte dont l’allure, dans la zone des pH acides est très différente.
L’addition d’une quantité supplémentaire de soude s’effectue donc dans des conditions très
différentes : dans la solution de HF, il se trouve encore une réserve de molécules, et on se trouve
dans le cas d’un mélange-tampon (solution d’un acide faible partiellement neutralisé) : le pH va
donc peu varier. Dans la solution de HBr, qui est devenue à peu de choses près une solution de
KBr, les ions HO – ne seront pas consommés, et la solution va devenir fortement basique.
Exercice 15.19 Solution d’une base faible – Réaction avec un acide fort
a) Quel volume d’ammoniac NH 3 gazeux (mesuré à 20 °C, sous 1 bar) faut-il
dissoudre dans 5 litres d’eau pour que le pH de la solution soit 10 ?
b) Si on mélange 100 mL de la solution ainsi obtenue et 50 mL d’une solution
d’acide chlorhydrique 1,35.10 –3 M, quel est le pH de la nouvelle solution ?
Solution
a) Le gaz ammoniac est très soluble dans l’eau et dans ses solutions (appelées « ammoniaque »)
a lieu la réaction NH 3 ϩ H 2 O ϭ NH 4
ϩ ϩ HO – , qui les rend basiques.
Les données dont on peut disposer (pH et pK a ) permettent de connaître la concentration molaire
initiale c 0 de la solution, et le volume de gaz NH 3 qu’il faut dissoudre pour réaliser cette concentration s’en déduira ultérieurement.
La première question à laquelle il faut répondre est donc celle-ci : « Quelle est la concentration
molaire d’une solution d’ammoniaque dont le pH est 10 ? »
On peut songer à utiliser la formule applicable aux bases faibles :
pH ϭ 7 ϩ (pK a ϩ log 10 [c 0 ]/2) qui, avec pK a ϭ 9,2 (Annexe K), donne c 0 ϭ 6,3.10 –4 mol.L –1 .
Mais cette relation est fondée sur des approximations, et la possibilité de l’utiliser dans le cas
présent doit être vérifiée.
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d’ions HO – , et pour obtenir le même résultat dans 200 mL de solution il faut y introduire
0,3 mol / 5 ϭ 0,06 mol d’ions HO – . S’ils sont apportés par de la potasse (M ϭ 56 g.mol –1 ), il
faut en dissoudre 56 g.mol –1 ϫ 0,06 mol ϭ 3,4 g de potasse.
Si on dissout 0,6 mol de potasse (au lieu de 0,3 mol) dans un litre de la solution acide, la concentration finale en ions HO – est [HO – ] ϭ 0,6 mol.L –1 – 0,3 mol.L –1 ϭ 0,3 mol.L –1 , de sorte que
[H 3 O ϩ ] ϭ 1.10 –14 / 0,3 ϭ 3,3.10 –14 et pH ϭ 13,5.
Première différence observée entre HF et HBr : il faut 2,5 fois plus de potasse (0,3 mol au lieu
de 0,12 mol) pour amener au pH 3 des solutions de même concentration initiale (0,3 M) des
deux acides. Est-ce parce que la neutralisation d’un acide fort nécessite plus de base que celle
d’un acide faible ?
Non. La neutralisation, au sens stœchiométrique, d’un acide faible nécessite la même quantité de
base que celle d’un acide fort de même concentration [Ex. 15.7]. Pour neutraliser un litre de
solution 0,3 M d’un monoacide, il faut toujours 0,3 mol de potasse.
Mais le pH 3 ne correspond pas, pour HF et pour HBr, au même stade de la neutralisation. À ce
pH, la solution de HF contient encore 0,18 mol.L –1 de molécules HF, alors que la solution de
HBr est pratiquement neutralisée, puisque la concentration restante d’ions H 3 O ϩ n’est plus que
1.10 –3 mol.L –1 . Cette différence peut se lire sur les courbes de neutralisation des acides forts et
faibles par une base forte dont l’allure, dans la zone des pH acides est très différente.
L’addition d’une quantité supplémentaire de soude s’effectue donc dans des conditions très
différentes : dans la solution de HF, il se trouve encore une réserve de molécules, et on se trouve
dans le cas d’un mélange-tampon (solution d’un acide faible partiellement neutralisé) : le pH va
donc peu varier. Dans la solution de HBr, qui est devenue à peu de choses près une solution de
KBr, les ions HO – ne seront pas consommés, et la solution va devenir fortement basique.
Exercice 15.19 Solution d’une base faible – Réaction avec un acide fort
a) Quel volume d’ammoniac NH 3 gazeux (mesuré à 20 °C, sous 1 bar) faut-il
dissoudre dans 5 litres d’eau pour que le pH de la solution soit 10 ?
b) Si on mélange 100 mL de la solution ainsi obtenue et 50 mL d’une solution
d’acide chlorhydrique 1,35.10 –3 M, quel est le pH de la nouvelle solution ?
Solution
a) Le gaz ammoniac est très soluble dans l’eau et dans ses solutions (appelées « ammoniaque »)
a lieu la réaction NH 3 ϩ H 2 O ϭ NH 4
ϩ ϩ HO – , qui les rend basiques.
Les données dont on peut disposer (pH et pK a ) permettent de connaître la concentration molaire
initiale c 0 de la solution, et le volume de gaz NH 3 qu’il faut dissoudre pour réaliser cette concentration s’en déduira ultérieurement.
La première question à laquelle il faut répondre est donc celle-ci : « Quelle est la concentration
molaire d’une solution d’ammoniaque dont le pH est 10 ? »
On peut songer à utiliser la formule applicable aux bases faibles :
pH ϭ 7 ϩ (pK a ϩ log 10 [c 0 ]/2) qui, avec pK a ϭ 9,2 (Annexe K), donne c 0 ϭ 6,3.10 –4 mol.L –1 .
Mais cette relation est fondée sur des approximations, et la possibilité de l’utiliser dans le cas
présent doit être vérifiée.