Solutions aqueuses 1 : réactions acides

UE1 : Chimie – Chimie physique
Chapitre 6 :
Solutions aqueuses 1 : réactions
acides-bases
Dr. Pierre-Alexis GAUCHARD
Année universitaire 2014/2015
Université Joseph Fourier (UJF) Grenoble I - Tous droits réservés
Chapitre 6.
Solutions aqueuses 1 :
réactions acides-bases
I. Préambule
II. Réactions acido-basiques
III. Titrages acido-basiques
I. Préambule
I.1) Solutions aqueuses
I.2) Evolution d’un système chimique
I.1) Solutions aqueuses
i) l’eau solvant
Une solution aqueuse s’obtient en dissolvant dans l’eau (qui constitue le
solvant) un ou plusieurs composés (appelés solutés).
Propriétés de l’eau solvant
Molécule polaire, moment dipolaire élevé
Constante diélectrique élevée (r = 80)
Interaction de 2
charges de signe
opposé
Dans le vide…
q’
q
Dans un solvant…
r
r = 2 pour le benzène, 4 pour l’éther, 20 pour l’acétone, 24 pour l’éthanol
I.1) Solutions aqueuses
ii) mise en solution de composés ioniques
exemple : NaCl
1ère étape : solvatation du sel
effet solvatant (hydratant)
2ème étape : rupture des liaisons
ioniques
effet dissociant
3ème étape : solvatation des ions
effet solvatant (hydratant)
4ème étape : dispersion des ions
solvatés
effet dispersant
I.1) Solutions aqueuses
ii) mise en solution de composés ioniques
composés ioniques : solubilité très variable, de « soluble » à « insoluble »
NaCl : 340 g dans un litre d’eau
CaCO3 : quelques mg par litre d’eau
Influence de la force de la liaison ionique dans le cristal
Influence du pouvoir polarisant des ions formés
+ influence de la température, du pH, des autres solutés présents, etc.
I.1) Solutions aqueuses
iii) mise en solution d’un composé moléculaire ionisable ou partiellement ionisable
Cas d’un composé ionisable (exemple : HCl)
1ère étape : solvatation du composé moléculaire
effet solvatant (hydratant)
interaction dipôle-dipôle
2ème étape : rupture des liaisons covalentes
effet ionisant => paire d’ions (H+, Cl-) solvatée
Intervention des
liaisons hydrogènes
3ème étape : dissociation des ions
effet dissociant
4ème étape : solvatation des ions
effet solvatant (hydratant)
5ème étape : dispersion des ions solvatés
effet dispersant
Cas d’un composé partiellement ionisable (exemple : CH3COOH)
Une partie des molécules se ionisent selon le schéma ci-dessous, une autre
partie reste sous forme moléculaire, hydratée (1ère étape, effet solvatant de
l’eau par interactions dipôle-dipôle (+ liaisons H))
I.1) Solutions aqueuses
iii) mise en solution d’un composé moléculaire ionisable ou partiellement ionisable
Electrolyte fort / faible
Un électrolyte fort est un composé qui, mis en solution aqueuse, fournit
totalement des ions hydratés.
Expl : HCl (aq) + H2O  H3O+ (aq) + Cl– (aq)
Un électrolyte faible est un composé qui, mis en solution aqueuse,
aboutit à un équilibre entre sa forme moléculaire et ses formes ioniques
Expl : CH3COOH (aq) + H2O = H3O+ (aq) + CH3COO– (aq)
I.1) Solutions aqueuses
iv) mise en solution d’un composé moléculaire non ionisable
De très nombreux composés solubles dans l’eau ne se dissocient pas du tout
en ions.
Exemples  saccharose, éthanol (interactions dipôle-dipôle + liaisons H)
effet solvatant de l’eau
Quelques composés apolaires ne formant pas de liaisons H avec l’eau y sont
très légèrement solubles (cas de I2, interactions dipôle-dipôle induit ; autres
exemples  O2, N2, etc).
La majorité des composés moléculaires apolaires sont considérés comme
insolubles dans l’eau.
I.1) Solutions aqueuses
BILAN
Propriétés de l’eau solvant
Molécule polaire, moment dipolaire élevé
Constante diélectrique élevée (r = 80)
Solvant hydratant
Solvant éventuellement ionisant, dissociant et dispersant
I.2) Evolution d’un système chimique
i) Avancement  d’une réaction
 A+ B
nA(t=0)
nB(t=0)
État initial
État instant t nA(0) – .ξ nB(0) – .ξ
(1)
C+ D
(2)
nC(t=0)
nC(0) +
.ξ
nD(t=0)
nD(0) +
.ξ
I.2) Evolution d’un système chimique
ii) Quotient de réaction
A +B
C +D
Qr 
(a(C)) γ .(a(D)) δ
(a(A)) α .(a(B)) β
solutions aqueuses
Pour le solvant, l’eau, a(H2O)=1.
Pour un soluté X(aq), a(X)= [X(aq)]/c0 où [X(aq)] est la concentration du soluté
en mol.L-1 et c0 = concentration standard = 1 mol.L-1 (soit activité =
concentration si cette concentration est exprimée en mol.L-1).
Valable pour des solutions diluées
Pour un solide S (par exemple un précipité ou une électrode métallique
plongeant dans une solution,), a(S)=1.
Pour un gaz G, a(G) = P(G)/P0 où P(G) est la pression partielle du gaz G en bar et
P0 = pression standard = 1 bar (soit activité = pression partielle si cette
pression est exprimée en bar).
I.2) Evolution d’un système chimique
iii) Etat d’équilibre
A +B
(1)
(2)
A l’ équilibre chimique, Qr=K°.
K° est appelée constante d’équilibre
K° ne dépend que de la température
C +D
γ
δ
(a(C)) .(a(D))
K° 
(a(A)) α .(a(B))β
Si Qr < K° le système évolue dans le sens de la formation de C et D (sens
direct ou sens 1).
Si Qr > K° le système évolue dans le sens de la formation de A et B (sens
indirect ou sens 2 ou -1).
Si Qr = K° le système est dans son état d’équilibre et il n’y a pas d’évolution.
I.2) Evolution d’un système chimique
iv) Réactions totales, réactions nulles.
A +B
(1)
(2)
C +D
Très fortement déplacée dans le sens 1 
réaction totale (final ≈ max)
Très fortement déplacée dans le sens 2 
réaction nulle (final ≈ )
Si Qr < K°  sens 1.
Plus K° est grande (typiquement, K° > 103) et plus la réaction a des chances
d’être totale.
Si Qr > K°  sens 2.
Plus K° est petite (typiquement, K° < 10–3) et plus la réaction a des chances
d’être nulle.
Aparté
Dans la suite du chapitre, ainsi que dans le chapitre
suivant (solutions aqueuses 2, réactions d’oxydoréduction), on considérera des solutions aqueuses
suffisamment diluées pour confondre activités et
concentrations.
On s’affranchira de la notation (aq) pour les espèces
solvatées, ainsi que de la notation (l) pour l’eau.
Seuls les états physiques des solides (s) et des gaz
(g) seront précisés.
II. Réactions acido-basiques
II.1) Couple acide-base
II.2) pH d’une solution aqueuse
II.3) Autoprotolyse de l’eau
II.4) Constante d’acidité
II.5) Classement des couples acide-base
II.1) Couple acide-base
Définition de BRØNSTEDT
Un acide est une espèce susceptible de libérer un proton H+.
Une base est une espèce susceptible de capter un proton H+.
A = B + H+
Acide A
Base B
A et B sont dits conjugués
Ils forment un couple acide base A / B
II.1) Couple acide-base
Exemples :
Ions oxonium (ou hydronium) / eau : H3O+/ H2O
Eau / ion hydroxyde : H2O / OH–
Ion ammonium / ammoniac : NH4+/ NH3
Acide éthanoïque (acétique) / ion éthanoate (acétate) : CH3COOH/CH3COO–
Tous les exemples présentés ici sont des mono-acides (perte d’un proton)
ou des mono-bases (gain d’un proton)
Il existe des di-acides, tri-acides, etc. ainsi que des di-bases, tri-bases, etc.
Polyacide  espèce susceptible de libérer plusieurs protons
Polybase espèce susceptible de capter plusieurs protons
II.1) Couple acide-base
Cas de l’acide sulfurique H2SO4
H2SO4 = HSO4– + H+
HSO4 – = SO42- + H+
couple acide sulfurique / ion hydrogénosulfate
couple ion hydrogénosulfate / ion sulfate
 H2SO4/HSO4– et HSO4– /SO42–
H2SO4 = SO42– + 2H+
H2SO4 est un di-acide
SO42– est une di-base
Définition: espèce amphotère
H2SO4 = HSO4– + H+
HSO4 – = SO42– + H+
L’espèce HSO4– est dite amphotère ou
ampholyte
II.1) Couple acide-base
Autres exemples
acide phosphorique, ions dihydrogénophosphate, hydrogénophosphate et phosphate:
H3PO4/H2PO4– ; H2PO4– /HPO42– ; HPO42– /PO43–
H3PO4 est un tri-acide, PO43 – une tri-base
H PO – et HPO 2– sont des espèces amphotères
2
4
4
Acide carbonique, ion hydrogénocarbonate, ion carbonate
H2CO3/HCO3– et HCO3– /CO32–
H2CO3 est un di-acide, CO32 – une di-base
HCO - est une espèce amphotère
3
Manipulations des logarithmes décimaux et
des puissances de 10
x = log y
↔
y = 10x
x = – log y
↔
y = 10–x
log(a  b)  log a  log b
log(a / b)  log a  log b
10a  10b  10a b
(10 )  10
a b
ab
et
10a / 10b  10a b
donc
 
10  10
a
a
1/2
 10
a /2
Manipulations des logarithmes décimaux et
des puissances de 10
log (10x) = x
Et donc….
x
log x
0,001 (0,001 = 10–3)
–3
0,01 (0,01 = 10–2)
–2
0,1 (0,1 = 10–1)
–1
1 (1 = 100)
0
10 (10 = 101)
1
100 (100 = 102)
2
1000 (1000 = 103)
3
II.2) pH d’une solution aqueuse
En solution aqueuse H+ n’existe pas
H+ + H2O  H3O+
pH = – log (a(H3O+)) par définition
En milieu très acide, pH  0
En milieu très basique, pH  14
En solution aqueuse diluée, pH = – log [H3O+]
Ce qui équivaut à [H3O+] = 10–pH
II.3) Autoprotolyse de l’eau
L’eau est une espèce amphotère:
H2O = OH– + H+ (caractère acide de l’eau)
H2O + H+ = H3O+ (caractère basique de l’eau)
H2O + H2O = OH– + H30+  équilibre d’autoprotolyse de l’eau, caractérisé
par sa constante d’équilibre appelée produit ionique de l’eau (Ke)
Ke = [H3O+]∞.[OH –]∞
(valable pour toutes les solutions aqueuses)
À 25°C, Ke = 10–14 et pKe= – log(Ke)=14
conséquences
Le pH d’une eau neutre à 25°C est pH = 7
Dans une solution acide, [H3O+]∞ > [OH-]∞ et pH < 7
Dans une solution basique, [H3O+]∞ < [OH-]∞ et pH > 7
II.4) Constante d’acidité
i) Constante d’acidité
Couple AH / A– :
Ka
AH + H2O = A– + H3O+
[A - ] .[H 3O + ]

[AH]
pH = pKA + log ( [A–]∞/[AH]∞)
pKa = - log Ka
soit Ka = 10 –pKa
relation de Henderson-Hasselbach
ii) Diagramme de prédominance
0
[AH]∞ = 10 ×[A]∞
pKa  1 pKa
AH prédomine
[A]∞ = 10 ×[AH]∞
pKa + 1
[AH]∞  [A]∞
[AH]∞ = [A]∞
A prédomine
14
pH
II.4) Constante d’acidité
iii) Constante de basicité
Couple AH / A– :
A– + H2O = AH + OH–
-
KB
pKB = – log KB
KB = 10 –pKB
[AH] .[OH ]

[A - ]
Ke
+
[H
O
]
[AH] .[OH ]
3


[A ]
[H 3O + ]
-
KB
Ke
KB 
Ka
pK B = pK e - pK a
1 / Ka
à 25°C :
1014
KB =
Ka
pK B = 14 - pK a
II.5) Classement des couples acide-bases
i) Constantes d’acidité des couples de l’eau
Couple H3O+ / H2O : pKa = 0
Couple H2O / OH– : pKa = 14
ii) Force des acides et des bases
AH + H2O = A– + H3O+
Plus l’acide cède facilement son proton, plus c’est un acide puissant.
Un acide est d’autant plus puissant que sa réaction avec l’eau est
déplacée dans le sens (1).
Un acide est d’autant plus puissant que la constante d’acidité Ka
du couple est élevée et donc que le pKa est faible.
A– + H2O = AH + OH–
Une base est d’autant plus puissante que la constante d’acidité Ka
du couple est faible et donc que le pKa est élevé.
II.5) Classement des couples acide-bases
ii) Force des acides et des bases
Acides de + en
+ puissants
Acide
Base
pKa1 Ac1
B1
pKa2
Ac2
B2
pKa3
Ac3
B3
pKa4 Ac
4
B4
pKa
Une base est d’autant moins puissante que
son acide conjugué est puissant.
Un acide est d’autant moins puissant que sa
base conjuguée est puissante.
Bases de + en
+ puissantes
II.5) Classement des couples acide-bases
iii) Constante d’équilibre d’une réaction acide-base
Ac1
+
acide1 / base1
K
K
0
B1
+
Ac2
+ H3O+
+ H2O  B2
Ac2
[B1 ] .[Ac 2 ]

[Ac1 ] .[B2 ]

+ H2O  B1
Ac1
acide2 / base2
0
B2
×
[H 3O + ]
[H 3O + ]
10 pK a1

 pK a 2
10
K0 
+ H3O+
Ka1
K
1 / Ka2
K
0
0
[B1 ] .[Ac 2 ]
[Ac1 ] .[B2 ]
K a1
[B1 ] .[H 3O + ]

[Ac1 ]
K a2
[B2 ] .[H 3O + ]

[Ac 2 ]
K a1

Ka2
 10
( pK a2  pK a1 )
II.5) Classement des couples acide-bases
iv) Prévisions des réactions acido-basiques
Ac1
+
B2

B1
+
K 0  10
Ac2
La réaction sera favorisée dans le sens 1
 Si K0 > 1
 Si pKa1 < pKa2
 Si la réaction se produit entre l’acide le
plus puissant c’est-à-dire l’acide du couple
dont le pKa est le plus petit et la base la
plus puissante c’est-à-dire la base du
couple dont le pKa est le plus grand.
La réaction entre Ac1 et B2 peut être considérée
comme totale dès que pKa2 – pKa1 > 3
La réaction entre Ac2 et B1 peut être considérée
comme nulle dès que pKa1 – pKa2 < – 3
Acide
Ac1
Ac2
pKa2
Base
pKa1
B1
B2
pKa
( pK a2  pK a1 )
II.5) Classement des couples acide-bases
v) Acides « forts », bases « fortes », acides « faibles », bases « faibles »
Définitions :
Un acide est dit « fort » dans l’eau si le pKa du couple auquel il
appartient est négatif.
Un acide est dit « faible » dans l’eau si le pKa du couple auquel il
appartient est positif.
Une base est dite « forte » dans l’eau si le pKa du couple auquel elle
appartient est supérieur à 14.
Une base est dite « faible » dans l’eau si le pKa du couple auquel elle
appartient est inférieur à 14.
II.5) Classement des couples acide-bases
v) Acides « forts », bases « fortes », acides « faibles », bases « faibles »
0
14
Acide
Base
HX
X
H3O+
H2O
HA
A
H2O
OH
HY
Y
pKa
HX est un acide « fort »,
X – une base « faible » très peu puissante
On considère qu’un acide « fort » n’existe pas dans l’eau.
HX + H2O  X – + H3O+
HA est un acide « faible », A – une base « faible »
Réactions avec l’eau souvent nulles.
Y– est une base « forte »,
HY un acide « faible » très peu puissant
On considère qu’une base « forte » n’existe pas dans l’eau.
Y– + H2O  HY + OH–
II.5) Classement des couples acide-bases
vi) Calcul de pH d’une solution à l’équilibre sur deux cas simples.
pH d’une solution de HCl (10–2 M) ?
pKa (HCl / Cl– ) = – 7 à 25°C
HCl + H2O  Cl– + H3O+ : K0 = 107
Réaction quasi-totale
HCl
+
H2O

Cl–
+
H3O+
Etat initial
10–2
excès
0
0
Etat final
10–2 – ≈ 0
excès
 ≈ 10–2
 ≈ 10–2
Etat d’équilibre final : [Cl –] = [H3O+] = 10-2 M
pH = – log [H3O+] = – log (10-2) = + 2
II.5) Classement des couples acide-bases
vi) Calcul de pH d’une solution à l’équilibre sur deux cas simples.
pH d’une solution d’AcOH (10–2 M) ?
pKa ( CH3COOH / CH3COO– ) = 4,8 à 25°C
AcOH + H2O = AcO– + H3O+ : K0 = Ka = 10–4,8
AcOH
+
H2O
=
AcO–
+
H3O+
Etat initial
10–2
excès
0
0
Etat final
10–2 – 
excès


K0 = 10–4,8 = [AcO–]×[H3O+]/[AcOH] = 2 / (10–2 – )
Réaction quasi nulle :  négligeable devant 10–2.
Etat d’équilibre final : [AcOH] ≈ 10–2 M et [AcO–] = [H3O+] = ε
K0 = 10–4,8 = [AcO–]×[H3O+]/[AcOH] = ε2 / 10–2
d’où ε2 = 10–6,8 d’où ε = 10–3,4
et pH = – log [H3O+] = – log (10–3,4) = + 3,4
III. Titrages acido-basiques
II.1) Définition
II.2) Indicateurs colorés
II.3) Solutions tampons
III.1) Définition
Doser  déterminer la concentration
Titrage  dosage où l’espèce à doser réagit avec un autre réactif
selon une transformation chimique (dosage destructif)
La réaction lors du titrage doit être totale et rapide.
But : repérer l’équivalence, c’est à dire le point où toute
l’espèce à doser a réagi avec le réactif introduit
L'équivalence peut être repérée à l'aide d'indicateurs de
fin de réaction (titrages colorimétriques)
III.2) Indicateurs colorés
pH
forme basique
Zone de
virage
Indicateurs colorés
acido-basiques
forme acide
pH
pH à
l’équivalence
Volume versé
(mL)
Véq (mL)
III.3) Solutions tampons
Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu:
Soit par addition d’une solution d’acide « fort » ou de base « forte ».
Soit par dilution.
En biologie les solutions tampons sont importantes:
Le sang
La salive
Le suc gastrique
III.3) Solutions tampons
pH
Volume versé
(mL)
pH = pKa
Véq/2
Véq
Généralisation :
Une solution constituée d’un acide faible et de sa base faible conjuguée en
proportion à peu près équimolaire (pH ≈ pKa) est une solution tampon.
III.3) Solutions tampons
Soit un couple AH/A– de pKa = 7 par exemple.
Soit 1L de solution contenant 1 mol de AH et 1 mol de A– (TAMPON).
pH = pKa = 7.
Comparons le pouvoir tampon de cette solution avec celui de l’eau pure (pH=7)
par ajout de 0,1 mol d’acide fort.
Eau pure : on introduit 0,1 mol par litre d’acide fort donc pH = –log(10–1) = 1.
Le pH ↘ de 6 unités.
Solution tampon:
H3O+
+
A–

H2O
+
AH
Etat
initial
0,1
1
excès
1
Etat final
0
0,9
excès
1, 1
pH = pKa + log (0,9/1,1) = 6,9 !!!
Le pH ↘ de 0,1…
CQFR
I)
I.1) eau solvant hydratant, ionisant, dissociant, dispersant
Espèces ioniques, espèces polaires : plutôt solubles
Espèces apolaires : plutôt insolubles
I.2) comprendre ces concepts qui sont utilisés par la suite
II)
Fondamental
III)
Savoir ce qu’est un titrage, une équivalence, un indicateur coloré et
une solution tampon.
Exercices
Question 1. L’acide phosphorique H3PO4 est un tri-acide qui en solution aqueuse
se dissocie en divers ions selon le pH. Les pKa des trois acidités valent à 25°C
pKa1=2,1 ; pKa2=7,2 ; pKa3=12,0. Quelles propositions sont justes ?
A- Les ions évoqués sont les ions H2PO4–, HPO42– et PO43–.
B- Les ions évoqués sont tous des ions amphotères.
C- pKa2 correspond au pKa du couple H2PO4– / HPO42–.
D- H3PO4 est un acide fort et PO43– est une base faible.
Questions 2. On considère 2 couples acide base Ac1/B1 de pKa1 = 4 et Ac2/B2 de
pKa2 = 5 (à 25°C). On s’intéresse à la réaction chimique Ac1 + B2 = Ac2 + B1.
Quelles propositions sont justes ?
A- La constante d’équilibre K° de cette réaction vaut 10 à 25°C.
B- La constante d’équilibre K° de cette réaction vaut 0,1 à 25°C.
C- Si on mélange Ac1, B1, Ac2 et B2 avec initialement [Ac1] = [B1] = [Ac2] = [B2], le
système n’évolue pas (état d’équilibre).
D- Si on mélange Ac1, B1, Ac2 et B2 avec initialement [B1] = 10× [Ac1] et
[Ac2] = 10 × [B2] alors le système évolue dans le sens 1.
Exercices
Question 3. A partir de valeurs de pH dans le sang (pH=7,36) et dans le liquide
céphalo-rachidien (pH=7,53), quelles propositions sont justes à propos des
concentrations en ions hydronium dans le sang ( [H3O+]sang ) et dans le liquide
céphalo-rachidien ( [H3O+]lcr )?
A- [H3O+]sang > [H3O+]lcr
7,36
[H3O + ]sang

7,53

10
B[H3O + ]lcr
CD-
[H3O+ ]sang
[H3O+ ]lcr
[H3O+ ]sang
+
[H3O ]lcr

 log 7,53
7,36

 10( 0,17)
Questions 4. On souhaite obtenir une solution tampon de pH le plus proche de 4
possible. Quel couple mélange-t-on en proportion équimolaire (on attend une seule
réponse)?
A- CH3COOH et sa base conjuguée CH3COO– (pKa= 4,8)
B- NH4+ et sa base base conjuguée NH3 (pKa = 9,2)
C- HCOOH et sa base conjuguée HCOO– (pKa = 3,7)
D- H2CO3 et sa base conjuguée HCO3– (pKa = 6,35)
Exercices
Question 5. Soit un couple acide faible / base faible (AH/A–) de pKa donné.
Quels mélanges permettent d’obtenir une solution tampon de pH = pKa?
A- Un mélange contenant x mol de AH et x mol de A–.
B- Un mélange de x mol de AH et x/2 mol de HO–.
C- Un mélange de x mol de A– et x/2 mol de H3O+.
D- Une solution aqueuse de HCl de pH = pKa.
Question 6. On dissout 0,32 mol (0,32=10–0,5) d’acide acétylsalicylique (aspirine)
dans 1 litre d’eau. L’aspirine est un acide faible dont le pKa du couple vaut 3,5 à
25°C. On considère la réaction de l’aspirine avec l’eau comme quasi nulle. Le pH de
la solution obtenue est d’environ : A- 2
B- 3
C- 3,5 D- 5
A titre de comparaison, quel est le pH d’une solution d’un acide fort dans l’eau à
0,32 mol/L soit 10–0,5 mol/L ?
Exercices
Question 1. A et C
B- seuls H2PO4–, HPO42– sont amphotères
D- PO43– est une bien une base faible (pKa3 = pKa (HPO42– / PO43–.) < 14 mais
H3PO4 est un acide faible (pka1 = pKa (H3PO4/ H2PO4–) > 0.
Question 2. A.
K° = [Ac2].[B1]/([Ac1].[B2]) =Ka1/Ka2 = 10–4/10–5 = 10 (K° > 1, en accord avec le fait
que Ac1 est un acide plus puissant que Ac2 (= que B2 est une base plus puissante
que B1).
C- Qr = 1 < K°, évolution dan le sens 1
D- Qr = 10*10 = 100 > K°, évolution dan le sens 2
Question 3. A.
A- [H3O+]sang > [H3O+]lcr car pHsang < pHlcr
[H3O+]sang = 10–7,36 et [H3O+]lcr = 10–7,53  [H3O+]sang/[H3O+]lcr
= 10–7,36/10–7,53
= 10–7,36+7,53 = 10+0,17
Exercices
Questions 4. C- HCOOH et sa base conjuguée HCOO– (pKa = 3,7)
Question 5. A, B et C.
Pour B et C, ces mélanges sont après réaction entre AH et HO– pour (B) et entre A–
et H3O+ pour (C) des mélanges de x/2 mol de AH et x/2 mol de A–.
Pour D : une solution aqueuse de HCl de pH = pKa est certes au bon pKa mais ce
n’est pas une solution tampon. Ac1 + B2 = Ac2 + B1
Exercices
Question 6. La réaction de l’aspirine AH avec l’eau étant considérée comme quasinulle (ce qui est justifié par le fait que K0 = Ka = 10–3,5), on néglige la quantité de AH
consommé pour simplifier les calculs (on a alors coutume de noter ε le très faible
avancement de la réaction pour signifier qu’il est tout petit).
AH
+
H2O
=
A–
+
H3O+
Etat initial
10–0,5
excès
0
0
Etat final
10–0,5 – 
≈10–0,5
excès

≈ε

≈ε
K0 = 10–3,5 ≈ ε2 / 10–0,5
d’où ε2 = 10–4 d’où ε = 10–2 et pH = – log [H3O+] = – log (10–2) = + 2 (réponse A)
Pour un acide fort en revanche, les 10–0,5 mol sont transformées en H3O+.
pH = – log [H3O+] = – log (10–0,5) = + 0,5
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