Bilan en mol CH3COOH + OH− = CH3COO− + H2O
E.I. (Véq1 < V < Véq2) c2 E = 3.10–3 co (V – Véq1) = 1,5.10–3 ≈ 0 excès
E.F. xmax = 1,5.10–3 mol 3.10–3 – xmax = 1,5.10–3 1,5.10–3 – xmax ≈ 0 xmax = 1,5.10–3 excès

soit n (CH3COOH) = n (CH3COO–) = 1,5.10−3 mol d’où [CH3COOH] = [CH3COO–] et pH = pKA + log = pKA. pH à la première équivalence (V = Véq1 = 12 mL) :

Tout l’acide fort H3O+ ayant été neutralisé, la solution ne contient plus que l’acide faible CH3COOH à la concentration c2' = = = 0,0484 mol.L−1. pHéq1 = = 3,06.

pH à la deuxième équivalence (V = Véq2 = 18 mL) :

Tout l’acide faible CH3COOH ayant été neutralisé, la solution ne contient plus que la base faible CH3COO– à la concentration c2" = = 0,0441 mol.L–1. pHéq2 = = 7 + = 8,72.

Détermination expérimentale du pKA de CH3COOH :
À la demi-équivalence du deuxième dosage, c’est à dire pour V = = 15 mL, on obtient sur le graphe une valeur du pH voisine de 4,8 qui est la valeur du pKA de l’acide faible.
En effet, en faisant le bilan de la réaction du 2ème dosage à V = 15 mL, on obtient :

pH à V = 25 mL : On obtient un mélange de base faible CH3COO− et de base forte OH−.
Celle-ci impose son pH : pH = 14 + log [OH−] = 14 + log = 14 + log = 12,7.À la deuxième équivalence, on a ajouté autant de base forte depuis la première équivalence, soit n (OH–) = co (Véq2 – Véq1) , qu’il y avait d’acide faible CH3COOH dans la solution, soit n (CH3COOH) = c2 E .
D’où la relation : co (Véq2 – Véq1) = c2 E.
On en déduit : c2 = = 0,06 mol.L−1.

pH initial de la solution dans le bécher (V = 0) :

Espèces en présence : H2O, H3O+ (c1), CH3COOH (c2).
L’acide fort impose son pH à la solution : pHi = – log (c1) = – log (0,12) ≈ 0,92 (résultat peu fiable car c1 dépasse la valeur limite de 0,1 mol.L−1 au-delà de laquelle la formule n’est plus valide).