Activité cours de chimie N°3 d’un couple acide/base 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 le produit ionique de l’eau

Questions

H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq) 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)

H3O+(aq) / H2O(l) et H2O(l) / 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.

H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq) 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

H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + HO-(aq) 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

 [HO-]éq diminue quand [H3O+]éq augmente, et vice-versa. 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 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 Ke = [……..]éq. [……..]éq Dans toute solution aqueuse se produit une transformation très l……………….., modélisée par la réaction d’équation chimique : H2O(l) + H2O(l) = ………..(aq) + …………(aq) 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 = [……..]éq. [……..]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 ) imitée H3O+ HO- autoprotolyse H3O+ HO-

Exemples : à 25°C , pKe = 14,0 et à 50°C pKe = 13,3.

du produit ionique de l’eau : pH et concentration en ions hydroxyde 2. Application du produit ionique de l’eau : pH et concentration en ions hydroxyde

Questions

Donc : pH = pKe + log [HO-]éq 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 ) - 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 pH d’une solution telle que [HO-]éq = 3,0 A 25° C, calculer le pH d’une solution telle que [HO-]éq = 3,0.10-4 mol.L-1 pH = pKe + log [HO-]éq Donc : pH = 14 + log ( 3,4.10-4 ) Donc : pH = 14 + log ( 3,4 ) - 4 = 10 + log (3,4) Donc pH = 10,5

[HO-]éq = 10 (pH-pKe) [HO-]éq = 10 (2,3-14) = 2,0.10-12 mol.L-1 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 pKe pH = ………. pH ……………. pH ………. solution acide solution basique [HO-]éq > [H3O+]éq solution acide [H3O+]éq > [HO-]éq solution neutre [H3O+]éq = [HO-]éq pH = ………. pH pKe

log ( an) = n. log ( a ) pour tout n et tout a > 0. 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

pH ( solution neutre ) = pKe / 2 1 ( suite ). Compléter alors le diagramme de pH ci-avant. pH ( solution neutre ) = pKe / 2 pH ………. pH ……………. solution basique [HO-]éq > [H3O+]éq solution acide [H3O+]éq > [HO-]éq solution neutre [H3O+]éq = [HO-]éq pH = ………. pH pKe pKe /2

pH ( solution neutre à 25° C ) = pKe / 2 = 7,0 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

pH ( solution acide ) < pKe / 2 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 solution basique [HO-]éq > [H3O+]éq solution acide [H3O+]éq > [HO-]éq solution neutre [H3O+]éq = [HO-]éq pH = ………. pH pKe pKe /2 < pKe/ 2

pH ( solution basique ) > pKe / 2 3. En déduire, sans démonstration les valeurs du pH des solutions basiques et achever de compléter de diagramme En inversant les sens des inégalités précédentes, on passe des solutions acide aux solutions basiques : pH ( solution basique ) > pKe / 2 pH ………. pH ……………. solution basique [HO-]éq > [H3O+]éq solution acide [H3O+]éq > [HO-]éq solution neutre [H3O+]éq = [HO-]éq pH = ………. pH pKe pKe /2 < pKe/ 2 > pKe/ 2

d’un couple acide/base; 3. Constante d’acidité d’un couple acide/base; pKA.

A(aq) + H2O(l) = B (aq) + H3O+(aq) 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 : KA =

pKA= - log KA KA= 10-pKA Pour des raisons de commodité on définit équivalent à KA= 10-pKA

Relation entre pH et pKA pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq) A partir de l’expression de KA , montrer que (expression à savoir retrouver et également à retenir ): On part de la définition du KA : KA = Donc : - log KA = - log ([H3O+]éq) - log ([B]éq/[A]éq) Soit : pKA = pH - log ([B]éq/[A]éq) pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq)

Cas des couples de l’eau KA ( H3O+(aq) / H2O(l) ) = 1 et pKA = 0 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

KA (H2O(l)/HO- (aq)) = Ke et pKA = pKe 2. Même question pour l’autre couple de l’eau H2O(l) / )/ HO- (aq). 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) Donc : KA = [H3O+]éq . [HO-]éq = Ke 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)

Coup de pouce : on introduira dans l’expression de K, [H3O+]éq au numérateur et au dénominateur. Donc :

KA1 1 / KA2 Expression à savoir retrouver et à ne pas retenir par cœur ( erreur d’inversion possible )

K = 10- PKA1 / 10- PKA2 = 10 (PKA2 - PKA1 ) 2. En déduire une expression de K en fonction de pKA1 et pKA2. avec KA1 = 10- PKA1 et KA2= 10- PKA2 Donc : K = 10- PKA1 / 10- PKA2 = 10 (PKA2 - PKA1 )

diagrammes de prédominance 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)

Aucune des 2 formes ne prédomine. 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  [B]éq= [A]éq pH = pKA  [B]éq= [A]éq Aucune des 2 formes ne prédomine.

Rappel : pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq) pH > pKA  pH - pKA > 0 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

Rappel : pH = pKA + log ([B]éq/[A]éq) pH < pKA  pH - pKA < 0 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

[….]éq > [….]éq [….]éq > [….]éq 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) B(aq) ….…….. prédomine [….]éq > [….]éq …….. prédomine [….]éq > [….]éq ….... = …… [A]éq [B]éq A B B A pH ……………… pH < …….. pKA pKA pH > …….. pH = pKA

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) 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. pKA = 4,8 1 2 pH < pKA  [A]éq> [B]éq Donc % A (aq) > % B(aq) pH < pKA  courbe % A (aq) = f(pH) au-dessus de la courbe % B (aq) = g(pH) La courbe 2 est donc la courbe de distribution de la forme acide. % A (aq) % B (aq) Donc, la courbe 1 est donc la courbe de distribution de la forme basique

Application aux indicateurs colorés acido-basiques 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 ).

pH = pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) teinte acide  pH < pKAi -1 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 : log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) < -1 ( log(1/10 = -1 ) Donc : pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) < pKAi -1 Soit : pH < pKAi -1 En bref, théoriquement : teinte acide  pH < pKAi -1

teinte basique  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 ) Donc : log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) > 1 ( log (10)= 1) Donc : pKAi + log ([Ind- ]éq/[IndH]éq) > pKAi + 1 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. …………….. ….……. ……………… pH couleur de ……….. z ……………………. couleur de ………….. t…………………….. HInd(aq) Ind- (aq) one de virage einte sensible pKAi - 1 pKAi pKAi+ 1

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.

HA (aq) + H2O(l) = A-(aq) + H3O+(aq) Comparaison des forces des acides dans l’eau par comparaison de pH ou de pKA Soit une solution aqueuse d’un acide noté HA, de concentration apportée fixée CA . 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) KA =

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 : KA = 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. pH croissant Force décroissante 2,0 2,9 3,4 chlorhydrique méthanoïque éthanoïque

A retenir Pour une solution aqueuse d’acide, à concentration apportée CA égale, cet acide est d’autant plus fort : que son pH est plus ……………….. que la constante d’acidité KA du couple mis en jeu est plus ……………………… que le pKA est plus…………………… faible forte faible

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 ?

B (aq) + H2O(l) = BH+(aq) + HO- (aq) 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.

B (aq) + H2O(l) = BH+(aq) + HO- (aq) Utilisation du pKA comme critère de comparaison des forces des bases Rappels : KA = 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: que son pH est plus ……………….. que sa constante d’acidité KA est plus ……………………… que le pKA est plus…………………… FORT FAIBLE FORT

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