10.E5 : Comparaison de deux bases

On dispose de deux solutions de même concentration en soluté apporté \(c = \pu{4,5E–3 mol*L–1}\) :

- \(S_1\) : solution d’hydroxyde de potassium \((\ce{K+(aq) + HO–(aq)})\) qui est une solution de base forte ;
- \(S_2\) : solution de méthylamine \(\ce{CH3–NH2}\), la méthylamine étant une base faible.

1 Définir une base forte et une base faible.

2 Déterminer le \(pH\) de la solution \(S_1\).

3 Le pH de la solution \(S_2\) est-il inférieur ou supérieur à celui de \(S_1\) ?

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Un base forte est une base qui réagit totalement avec l'eau.

Pour une base forte, \(pH = -log\left(\dfrac{K_e}{C_B}\right)\).

Soit ici :

\(\begin{align} pH &= -log\left(\dfrac{K_e}{C_B}\right) \\ &= -log\left(\dfrac{\pu{1,0E-14}}{\pu{4,5E-3}}\right) \\ &= \pu{11,7} \end{align}\)

Le \(pH\) de la solution \(S_2\) est inférieur à celui de \(S_1\).

Effet, la réaction de \(\ce{CH3–NH2}\) avec l'eau n'est pas totale. Il y a donc moins de \(\ce{HO-}\) dans l'état finale pour \(S_2\) que pour \(S_1\).

Cela signifie donc que le \(pH\) est plus faible.