Bonjour,

Je viens ici pour obtenir des éclaircissements par rapport à une question de cours ; j'ai déjà regardé sur le forum des sujets similaires qui ne m'ont pas répondu.

Prenons l'équation suivante de la dissolution d'un acide dans l'eau :

HA  +  H2O  =  (A-)  +  (H3O+)

Je connais l'expression du Ka et voit comment on peut prouver que

pH= pKa + log ([A-]/[HA])

D'après cette définition, je comprends pourquoi telle forme est prédominante quand le pH est inférieur/supérieur au pKa par contre en prenant la première définition du pH que l'on nous a donné, c.a.d

pH = -log [H3O+]

je ne comprend plus. Je m'explique :

En effet, si on considère l'équation du début HA  +  H2O  =  (A-)  +  (H3O+)
je vois que si on suppose que l'acide ne réagit que très peu, il n'y a presque pas d'ions oxonyums formés et par conséquent, le pH sera très élevé et probablement supérieur au pkA

--> normalement la forme basique est prédominante si pH>pKa or dans l'exemple que je vous propose il n'y a presque pas de produit (A-), je ne vois pas comment la forme basique peut prédominer.




Je vous remercie par avance pour votre aide !