chap-A-B chimie

TABLE DES MATIERES

Chapitre A : LES REACTIONS CHIMIQUES

I- EQUATION BILAN 2

1) EXEMPLE : RÉACTION DU FER SUR LE SOUFRE : 22) EXEMPLE : RÉACTION DE L'ALUMINIUM SUR LE SOUFRE : 23) EXEMPLE :RÉACTION DE L'ALUMINIUM SUR L'OXYDE DE FER 34) BILAN RÉACTIONNEL : EXEMPLE 3

II- LES EQUILIBRES CHIMIQUES 4

1) DÉFINITION 42) LOI D'ACTION DE MASSE 43) EVOLUTION DE LA RÉACTION : PRINCIPE DE LE CHATELIER 5

Chapitre B : LES REACTIONS ACIDE BASE

I- ASPECT QUALITATIF 6

1) DÉFINITIONS 6a) Acide 6b) Base 6c) Couple Acide-base 62) PROPRIÉTÉS ACIDO-BASIQUES DE L'EAU 63) FORCE DES ACIDES ET DES BASES 7a) Les acides 7b) Les bases 84) DÉFINITION DU PH 95) ECHELLE DE PH ET PRÉVISIONS DE RÉACTION 96) DOMAINE DE PRÉDOMINANCE DES ESPÈCES 10

II- ASPECT QUANTITATIF 10

1) ACIDE FORT 102) ACIDE FAIBLE 103) BASE FORTE 114) BASE FAIBLE 115) MÉLANGE ACIDE ET BASE CONJUGUÉS 116) MÉLANGE DE DEUX SYSTÈMES ACIDE - BASE 12

III- EXERCICES 13

IV- SOLUTION DES EXERCICES 17

V- EXERCICES À RENVOYER 24

CHAPITRE A : LES REACTIONS CHIMIQUES

I- EQUATION BILAN

Une réaction chimique est un processus physique :un système d'atomes passe d'un état à un autre état

Cette réaction chimique peut s'écrire sous forme d'une équation bilan :Réactifs Produits

A A + B C + DDans une réaction chimique :

* Il y a conservation des atomes* Il y a conservation des charges électriques* La masse des réactifs disparus est égale à la masse des produits formés

Les coefficients A C D sont appelés coefficients stoechiométriques : ils permettent d'équilibrer l'équation de façon que les atomes soient effectivement conservés (tout en gardant ces coefficients les plus petits possible).

On dit que la réaction est effectuée dans les conditions stoechiométriques lorsque les quantités des réactifs respectent la proportion indiquée par l'équation. Inversement, si une réaction est effectuée dans des conditions non stoechiométrique, l'un des réactifs est en excès par rapport à l'autre. Le réactif en défaut est dit réactifs limitant.

1) Exemple : Réaction du fer sur le soufre :

Fe + S FeSfer soufre sulfure de soufre

1er membre: 2eme membre:

1 atome de fer 1 atome de fer1 atome de souffre 1 atome de souffre

2) Exemple : Réaction de l'aluminium sur le soufre :

2 Al + 3 S l2 S3


2 atomes d'aluminium 2 atomes d'aluminium3 atomes de souffre 3 atomes de souffre

3) Exemple :Réaction de l'aluminium sur l'oxyde de fer

2 Al + Fe2 O3 Fe + Al2 O3 Aluminium oxyde de fer fer oxyde d'aluminium


2 atomes d'aluminium 2 atomes d'aluminium2 atomes de fer 2 atomes de fer3 atomes d'oxygène 3 atomes d'oxygène

4) Bilan réactionnel : exemple

Réaction du fer sur le soufre : On veut préparer 8,8 g de sulfure de soufre. Quelle doivent être les masses de fer et soufre ?

Fe + S FeS

Il y a production de 0,1 mole de FeS ; il faut donc faire réagir 0,1 mole de Fer et 0,1mole de soufre

Le nombre de mole réactionnel et expérimental sont proportionnel , donc

masse de fer : mFe / 56 = 0,1d'où mFe = 5,6 g

masse de soufre : mS / 32 = 0,1d'où mFe = 3,2 g

1 2 3 4

masse des composés mFe ? mS ? 8,8 g

nombre de mole réactionnel1 mole 1 mole 1 mole

masse molaire (g/mol) 56 32 88

nombre de moles expérimental mFe / 56 mS / 32 8,8 / 88 = 0,1

II- LES EQUILIBRES CHIMIQUES

1) Définition

Une réaction directe est celle qui se fait de gauche à droite : N2 + 3 H2 → 2NH3Les réactifs sont N2 et 3 H2 .

Une réaction inverse est celle qui se fait de droite à gauche : N2 + 3 H2 ← 2NH3

Les réactifs sont 2NH3.

Une réaction réversible est celle qui se fait dans les deux sens : N2 + 3 H2 ↔ 2NH3

Remarque : Cet équilibre est définit pour une température T donnée. Si on modifie la température, le système n'est plus à l'équilibre : il y a réaction d'un côté ou de l'autre pour atteindre un nouvel état d'équilibre.

2) Loi d'action de masse

Pour un équilibre, on définit une constante d'équilibre K pour une T donnée :

a A + b B ↔n N +m M

à l'équilibre

Remarques :

* (N), (M), (A), (B) sont les activités de A,B, N et M :pour un liquide : activité = concentration

pour un gaz : activité = pression partiellepour un solide : activité= 1

* l'unité de K peut être compliquée, en générale elle n'est pas donnée

Le système (N2 , H2 et NH3) est à l'équilibre

lorsque la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverseEn d'autres mots : lorsque la réaction se fait autant d'un côté que de l'autre.

Globalement à nos yeux c'est comme si plus rien ne réagissait.

Plus K est grand plus la réaction est déplacée vers le droite

3) Evolution de la réaction : Principe de Le Chatelier

Si avant réaction, les activités sont telles que :

< K A et B sont en excès

la réaction doit évoluer vers la droite pour atteindre K (c'est à dire pour atteindre l'équilibre)

> K N et M sont en excès

la réaction doit évoluer vers la gauche pour atteindre K(c'est à dire pour atteindre l'équilibre)

Remarque :Cette notion de constante d'équilibre est très importante. Nous l'utiliserons surtout dans les chapitres

Acide -base et Oxydoréduction qui suivent.

5

CHAPITRE B :LES REACTIONS ACIDE-BASE

I- ASPECT QUALITATIF

1) Définitions

a) Acide

Un Acide est une espèce moléculaire qui a tendance à perdre (ou céder) un proton (H+)

b) Base

Une Base est une espèce moléculaire qui a tendance à accepter un proton

c) Couple Acide-base

Réaction de l'eau sur l'acide chlorhydrique HCl :

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

La molécule HCl a cédé un proton H+ à la molécule d'eau, c'est un acideH2O a accepté un proton en donnant un ion hydronium H3O+ , c'est une base

Nous pouvons concevoir la réaction inverse : H3O+ + Cl- → HCl + H2O où H3O+ jouerait le rôle d'acide et Cl- jouerait le rôle de base.

On dit que H3O+ et H2O forment un couple acide-base.

De même HCl et Cl- forment un autre couple acide-base.On le note ACIDE / BASE

Exemple : HCl / Cl- : HCl est l'acide conjugué de Cl- et Cl- est la base conjuguée de HCl

Couple Acide / Base : Acide ↔ Base + H+

HCl ↔ Cl- + H+

H+ ne peut pas exister seul : il faut une base succeptible de le capter. C'est pourquoi un couple acide -base se trouvent toujours en présence d' un autre couple acide-base :

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- acide 1 base 2 acide 2 base 1

2) Propriétés acido-basiques de l'eau

H2O ↔ OH- + H+ l'eau est un acide

H2O + H+ ↔ H3O+ l'eau est une base

Globalement : 2H2O ↔ H3O+ + OH-

L'eau est un amphotère : elle joue le rôle d'acide ou de base.

La constante d'équilibre Ke de cette équation est appelée constante d'ionisation de l'eau ou produit ionique de l'eau

Ke = (H3O+)(OH-) = 10-14 à T = 25 °C

Ke est très faible on peut donc dire que la réaction est quasi totale dans le sens ← , puisque très peu de OH- et de H+ se forment :

La solution doit reser neutre donc (H3O+) = (OH-) = 10-7 M (à T = 25 °C).

3) Force des acides et des bases

Acide fort : cède très facilement un proton

Acide faible : cède plus ou moins facilement un proton

Base forte : grande affinité pour les protons

Base faible : affinité plus ou moins grande pour les protons

Pour comparer la force des acides et des bases, on mesure leur acidité par rapport à l'eau.

a) Les acides

* un acide est fort s'il réagit totalement avec l'eau (réaction totale dans le sens → )AH + H2O → H3O+ + A-

Exemples : HCl, HNO3

* un acide est faible s'il réagit partiellement avec l'eau :

AH + H2O ↔ H3O+ + A-

Constante d'équilibre :

pKA = -log KA

KA est appelée constante d'acidité du couple AH / A-.

Plus un acide est fort, plus l'équilibre est déplacé vers la droiteplus le KA est grand (plus le pKA est petit)

Plus l'acide est fort plus sa base conjuguée est faible

Remarque :Un acide fort est entièrement dissocié dans l'eau, son KA est infiniment grand.Dans la pratique on montrera qu'un acide est considéré fort si KA > 2 ou 3.

b) Les bases

* une base est forte si elle réagit totalement avec l'eau (réaction totale dans le sens →)

A- + H2O → OH- + AHExemple : NaOH

* une base est faible si elle réagit partiellement avec l'eau

A- + H2O ↔ OH- + AHExemple : NH3

Constante d'équilibre :

pKB = -log KB

Plus la base est forte plus son acide conjugué est faible

Plus la base est forte plus le KB est grandet plus le pKB est petit

Plus l'acide est fort plus le KA est grandet plus le pKA est petit

Remarque :Pour un couple acide base pKA + pKB = pKe = 14On ne travail généralement qu'avec les KA.

4) Définition du pH

Déterminer le pH d'une solution consiste à connaître sa concentration en ions H+ (ou H3O+ c'est la même chose)

(H+) = concentration en H+.

Le milieu est : acide si pH < 7

neutre si pH = 7

basique si pH > 7

5) Echelle de pH et prévisions de réaction

pH = 0 (limité par H3O+ /H2O)

pH = 14 (limité par H2O / HO-)

0

HA1 A1- pKA 1 HA1 peut réagir sur A2

- pour donner HA2

et A1-

HA2 A2- pKA 2

14

L'acide le plus fort réagit toujours sur la base la plus forte

6) Domaine de prédominance des espèces

pH = -log (H+)

Acide ↔ Base + H+

A l'équilibre :

(base) = (acide)Acide prédomine Base prédomine

pH

pKA

II- ASPECT QUANTITATIF

1) Acide fort

AH → A- + H+

t =0 C0

téq __ C0 C0

pH = -log C0

2) Acide faible

AH ↔ A- + H+

t =0 C0

téq C0 - est une petite quantité (peu d'acide se dissocie)c'est aussi la concentration en H+

KA = 2 / (C0- )

1 er cas : Si << C0

pH = ½ (pKA - log C0)

2 eme cas : Si non négligeable devant C0

on résout l'équation du 2ème degré

3) Base forte

B + H2O → BH+ + HO-

t =0 C0

téq __ C0 C0

(HO-) = C0

or (HO-) (H+) = 10-14

pH = 14 +log C0

4) Base faible

B + H2O ↔ BH+ + HO-

t =0 C0

téq C0 -

Si << C0 : pH = 7 + ½ (pKA +log C0)

5) Mélange acide et base conjugués

Si (Acide) = (Base ) = 1 M Solution tampon

pH = pKA

Le pH d'une solution tampon varie peu si on leur ajoute des quantités modérées d'acide ou de base forts

6) Mélange de deux systèmes acide - base

Si l'acide et la base sont en quantité équivalante:

pH = ½ (pK1 + pK2)

6 calcul de pH 7 calcul de pH

8 acide fort 9 réactions acidobasiques

10 prévision des réactions 11 équilibres acidobasiques

12 prévision des réactions

III- EXERCICES

1

Équilibrer les équations chimiques suivantes :

a) P + Br2 → PBr3

b) PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

c) C6H12O2 + O2 → CO2 + H2O

d) S2O32- + I2 → I- + S4O6

2-

e) Al + Cu2+ → Al3+ + Cu

2

La combustion du propane correspond à l'équation suivante :

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

Combien de grammes d'oxygène sont-ils nécessaires pour brûler complètement 10 g de propane C3H8 ?

3

Un échantillon d'un métal M, dont la masse est 1,443 g, est amené à réagir avec un excès d'oxygène, ce qui aboutit à la formation de 1,683 g d'un oxyde métallique de formule M2O3.

Calculer la masse atomique de l'élément M.

De quel métal s'agit-il ? (aidez-vous du tableau périodique)

4

L’addition d’acide chlorhydrique (HCl) dans une solution de nitrate de plomb ( Pb(NO3)2 ) provoque

la précipitation de chlorure de plomb (PbCl2).

Rque : un précipité est un solide (indiqué par «s» dans l'équation) :

2 HCl + Pb(NO3)2 → PbCl2 (s) + 2 HNO3

Quel volume d’une solution d’acide chlorhydrique à 0,2 mol.L-1 faut-il ajouter à 125 mL d’une solution de

nitrate de plomb à 0,1 mol.L-1 pour précipiter totalement les ions Pb2+ ?

5

Ecrire l'expression de la constanted'équilibre des réactions suivantes :

a) N2 (g)+ 3 H2 (g) ↔ 2NH3 (g) (g) = gaz (aq) = aqueux = liquide

(s) = solideb) Zn (s) + 2 H+ (aq) ↔ Zn2+ + H2 (g)

6

Quel est le pH des solutions suivantes (HNO3 et KOH sont respectivement un acide fort et une base

forte) ?:

a) HNO3 de concentration 10-2 mol/l

b) HNO3 de concentration 10-3 mol/l

c) KOH de concentration 10-2 mol/l

d) KOH de concentration 10-3 mol/l

7

Quel est le pH des solutions suivantes (HNO3 et KOH sont respectivement un acide fort et une base

forte) ?: pKA (CH3COOH / CH3COO- ) = 4,5.

a) CH3COOH de concentration 10-2 mol/l b) CH3COOH de concentration 10-3 mol/l

8

En ajoutant de l’eau à un acide fort :

a) la quantité d’ions H3O+ est-elle modifiée ?

b) la concentration d’ions H3O+ est-elle modifiée ?

9

Les réactions suivantes sont-elles des réactions acidobasiques ? Si oui, écrivez les deux demi-réactions dont elles sont le bilan.

a) NH4Cl + NaOH → NH3 + H2O + NaCl

b) FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2 (s)+ 2NaCl

c) H2S + Na2CO3 → NaHS + NaHCO3

10

Dans quel sens évolue préférentiellement les systèmes suivants ?

a) SO42- + CH3COOH ↔ HSO4

- + CH3COO- pKa (CH3COOH / CH3COO-) = 4,7pKa (HSO4

- / SO42-) = 2

b) OH- + NH4+ ↔ NH3 + H2O pKa (NH4

+ / NH3) = 9,2pKa (H2O / OH-) = 14

11

Quelles sont les espèces, moléculaires ou ioniques présentes dans les solutions aqueuses des composés suivants ? Peut-on dire si ces solutions sont acide, neutre ou basique ?

a) KI b) NaNO2 c) NH4NO3

12

Que se passe-t-il lorsqu’on mélange CH3COONa et HCN ?

Pour cela, calculer le pK de la réaction mise en jeu. Calculer le pH résultant.On donne : [CH3COONa] = 0,1 M et [HCN] = 0,1 M

pKA1 (CH3COOH / CH3COO- ) = 4, 8

pKA2 (HCN / CN- ) = 9,3

IV- SOLUTION DES EXERCICES

Solution de l'exercice 1a) 2 P + 3 Br2 → 2 PBr3

b) PCl5 + 4 H2OH3 → PO4 + 5 HCl

c) C6H12O2 + 8 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

g) 2 S2O32- + I2 → 2 I- + S4O6

2-

h) 2 Al + 3 Cu2+ → 2 Al3+ + 3 Cu (attention aux charges ! elles doivent aussi être équilibrées)

Solution de l'exercice 2Un bilan réactionnel ne se fait pas en gramme mais en nombre de moles

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

Cette équation signifie que 1 mole de C3H8 réagit avec 5 moles de O2 pour donner 3 moles de CO2

et 4 moles de H2O.

Masse molaire de C3H8 = 3 * 12 + 8 = 44 g/mol

Masse molaire de O2 = 2 * 16 =32 g/mol

Nombre de mole de C3H8 utilisé = 10 / 44 = 0,23 mol

Nombre de mole de O2 nécessaire = 5 * 0,227 = 1,13 mol

Soit 1,13 * 32 = 36,36 g d'oxygène

Solution de l'exercice 3

L'oxyde métallique contient tout le métal d'origine (car rien ne se perd) et de l'oxygène.

Dans 1,683 d'oxyde métallique, il y a donc :

* 1, 443 g de métal initial

* (1, 683 -1,443) g d'oxygène = 0,24 g

ce qui correspond à 0,24/16 = 0,015 mol d'atomes d'oxygène (O=16).

La formule M2O3 indique que l'oxyde contient deux moles de métal M pour 3 moles d'oxygène O. Le

nombre de moles d'atomes M dans l'échantillon d'oxyde est donc égal à 2/3 * 0,015 = 0,010 mol de M.Or, ces 0,01 moles de M pèsent 1,443 g, la masse atomique de ce métal est donc de 144,3. Il s'agit

donc selon toute vraisemblance du néodyme (symbole Nd).


La solution de nitrate de plomb contient : 0,125 L * 0,1 mol.L-1 = 0,0125 mol de Pb(NO3)2.

2 HCl + Pb(NO3)2 → PbCl2 (s) + 2 HNO3

Pour précipiter 1 mol de nitrate de plomb, il faut deux moles de Hcl (voir équation).

Donc, pour précipiter tout le plomb contenu dans la solution, il faut 2*0,0125 = 0,0250 mol de HCl. La

solution d'acide titrant étant de 0,2 mol/L, il en faudra 0,0250 mol / (0,2 mol.L-1) = 0,125 L = 125 mL

Rque : On pouvait trouver ce résultat sans calcul : il faut deux moles de HCl pour une mole de Pb(NO3)2 , or la solution de HCl est justement deux fois plus concentrée que celle de Pb(NO3)2 : on a donc

besoin d'un volume de solution HCl identique à celui de la solution de Pb(NO3)2.

Solution de l'exercice 5a) K = p2

(NH3) / (p3(H2)).(p(N2))

On utilise les pressions partielles des gaz et les coefficients stoechiométriques pour les puissances.

b) K = ( [Zn2+].p(H2) ) / ( [H+]2 . 1 )

On utilise les pressions partielles des gaz, les concentrations pour les liquides et 1 pour les solides etles coefficients stoechiométriques pour les puissances.


a) HNO3 de concentration 10-2 mol/l pH = 2

b) HNO3 de concentration 10-3 mol/l pH = 3

c) KOH de concentration 10-2 mol/l pH = 12

d) KOH de concentration 10-3 mol/l pH = 11


CH3COOH est un acide faible :

a) CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

t =0 10-2

téq 10-2-

KA = 2 / (10-2- )

Si << C0

pH = ½ (pKA - log 10-2)

pH = ½ (4,5 - log 10-2)pH = 3,25 d’où = 10-3,25 = 5,62.10-4 << 10-2 (hypothèse vérifiée)

b) CH3COOH : 10-1 M (idem que a)

pH = ½ (4,5 - log 10-1) = 2,75

Solution de l'exercice 8Pour un acide fort :

a) Un acide fort est complètement dissocié donc la quantité H3O+ n’est pas modifiée.

b) Par contre la concentration d’ions H3O+ est modifiée car il y a dilution


a) NH4+ ↔ NH3 + H+ et OH- + H+ ↔ H2O

c’est bien une réaction acidobasique (échange de H+)

bilan NH4+ + OH- → NH3 + H2O

b) FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2 (s)+ 2NaClC’est une réaction de précipitation

c) H2S + ↔ HS- + H+ et CO32-+ H+ ↔ HCO3

-

c’est bien une réaction acidobasique (échange de H+)

bilan H2S + CO3 2- HS- + HCO3

-


Un équilibre acidobasique peut se schématiser ainsi1

Acide 1 + Base 2 Base 1 + Acide 22

1 et 2 désignant 2 couples acidobasiques.

L’acide le plus fort réagit toujours sur la base la plus forte

Plus le pKa est petit plus l’acide est fort

Si l’acide 1 est l’acide le plus fort, la base 2 est nécessairement la base la base la plus forte et la réaction évolue préférentiellement dans le sens 1 ( ) qui produit les deux espèces les plus faibles.

Si l’acide 2 est le plus fort, même raisonnement et la réaction évolue préférentiellement dans le sens 2 ( ).

Les espèces dominantes à l’équilibre sont les produits de la réaction entre l’acide le plus fort et la base la plus forte.

1a) SO4

2- + CH3COOH HSO4- + CH3COO- pKa (CH3COOH / CH3COO-) = 4,7

2 pKa (HSO4- / SO4

2-) = 2

pKa (HSO4- / SO4

2-) < pKa (CH3COOH / CH3COO-) donc HSO4- est l’acide le plus fort

La réaction évolue donc dans le sens 2. Les espèces dominantes à l’équilibre sont SO42- et CH3COOH.

Ceci peut encore se vérifier par le calcul de la constante de réaction :

SO42- + H3O+ ↔HSO4

- + H2O K1 = 1 / Ka (HSO4- / SO4

2-)

H2O + CH3COOH ↔ CH3COO-+ H3O+ K2 = Ka (CH3COOH / CH3COO-)

1Bilan : SO4

2- + CH3COOH HSO4- + CH3COO- K = K2 / K1 = 2.10-3

2K<1, la réaction évolue préférentiellement dans le sens 2.

b) 1OH- + NH4

+ NH3 + H2O pKa (NH4+ / NH3) = 9,2

2 pKa (H2O / OH-) = 14

pKa (NH4+ / NH3) < pKa (H2O / OH-) donc NH4

+ est plus fort que H2O. La réaction évolue préférentiellement dans le sens 1. Les espèces dominantes à l’équilibre sont NH3 et H2O.

La constante de la réaction vaut K = Ka (NH4+ / NH3) / Ka (H2O / OH-)= 104,8

K>1, la réaction évolue préférentiellement dans le sens 1.


a) KI : est formé de K+ et de I-

K+ est un ion indifférent du point de vue acidobasique (ne peut ni fixer ni céder un H+)

I- peut avoir un comportement basique (base conjuguée de HI)I- + H2O ↔ HI + OH-

HI est un acide très fort (Ka = 3,2.109), I- est donc une base très faible (I- réagit très peu avec H2O), il n’y a donc pratiquement pas de HI en solution : la solution reste neutre, il n’y a que K+ et I- en solution.

b) NaNO2 est formé de Na+ et NO2-

Na+ est un ion indifférent du point de vue acidobasique (ne peut ni fixer ni céder un H+)

NO2- peut avoir un comportement basique (base conjuguée de HNO2 acide faible)

NO2- + H2O ↔ HNO2 + OH-

Comme HNO2 est un acide faible (Ka = 6,3.10-4) faiblement dissocié, les ions NO2- réagissent avec

H2O pour donner HNO2 et OH-. La production de OH- rend la solution basique. La solution contient en définitive les espèces H2O, H3O+, OH-, Na+, NO2

- et HNO2.

c) NH4NO3 est formé de NH4+ et NO3

-

NO3- est une base très faible (infiniment faible) car son acide conjugué HNO3 est un acide très fort, on

peut considérer qu’il ne réagit pas avec l’eau.

NH4+ est un acide faible, sa réaction avec l’eau est : NH4

+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

La formation de H3O+ rend la solution acide. . La solution contient en définitive les espèces H2O, H3O+, OH-, NO3

-, NH4+ et NH3.


Hyp. : la réaction est très déplacée vers la gauche : << 1

CH3COO- + HCN CH3COOH + CN -

Etat initial C C 0 0

Etat final C(1-) C(1-) C C

avec C = 0,1 M

K = ([CH3COOH] . [CN -] ) / ([CH3COO-] . [HCN] ) = KA 2 / KA 1

K = 10- 4, 5

D’où = 5, 6.10 – 4 (très faible donc hypothèse vérifiée)

Le pH de la solution est donné soit par le couple (CH3COOH / CH3COO- ), soit par le couple (HCN /

CN- ) :

Prenons (CH3COOH / CH3COO- ) : KA1 = [CH3COO-].[H30+] / [CH3COOH ]

D’où pH = pKA1 + log [CH3COO-] / [CH3COOH ]

pH = 7, 0

Remarque du petit chimiste :

Il faut savoir que HCN (acide cyanhydrique, épouvantable toxique) est un composé volatil (il a

tendance à passer en phase vapeur), à la différence des ions cyanure (CN-). Tant que le pH est inférieur au pKA2 , HCN sera l'espèce majoritaire en solution, et on trouvera du HCN gazeux au dessus de la

solution. Il faut donc éviter de mettre son nez au dessus d'une telle solution (même si l'odeur d'amande

amère peut sembler agréable) ! Par contre, en milieu basique, (pH>10), CN- sera majoritaire, les molécules HCN, très minoritaires, ne passeront pratiquement pas en phase vapeur : l'atmosphère au dessus de la solution devient plus respirable (mais il faut bien sûr toujours éviter de boire la solution...)

Une règle donc : ne jamais acidifier une solution de cyanure !

Deuxième règle : ce n'est pas parce que le pH d'une solution est égal à 7 qu'il s'agit d'eau pure...

V- EXERCICES À RENVOYER

Exercice 1 :

Dans un bécher contenant 10 mL de solution de soude (NaOH) de concentration 0,4 M (M = mol/L), on verse progressivement une solution d’acide chlorhydrique (HCl) à 0,1 M.

a) Rappeler la réaction prépondérante. Que dire du rôle joué par les ions Na+ et Cl- ?

b) Que vaut la concentration en ions OH- lorsque le volume d’acide versé vaut V1 = 20 mL ?En déduire la valeur du pH.

c) Qu’obtient-on principalement lorsque le volume d’acide versé vaut V2 = 40 mL ?En déduire la valeur du pH.

d) A présent le volume d’acide versé vaut V3 = 50 mL, quelle est la valeur du pH ?

Exercice 2 :

On met une goutte (soit 0,05mL) d’acide chlorhydrique (HCl) à 10-3 M dans un litre d’eau.

Calculer le pH de la solution.

Remarque : l’application de pH = -logC0 donnerait pH = 7,3 ce qui n’est pas possible puisque la solution doit être acide. Il faut tenir compte de l’ionisation de l’eau.....

Exercice 3 :

Quel est le pH d’une solution d’acide dichloroacétique CHCl2COOH de concentration 10-2 M (M =

mol/l) ? Quelle est la concentration d’acide nécessaire pour obtenir une solution de pH = 2 ?

On donne le pKA de l'acide dichloroacétique = 1,3.

Exercice 4 :

Que se passe-t-il lorsqu’on mélange NaF et HNO3 ? Quel est le pH final ?

[NaF] = 0,1 M et [HNO3] = 0, 1 M

pKA ( HF / F- ) = 3,2

HNO3 est un acide fort.

Exercice 5 :

Quel est le pH final de la solution obtenue en ajoutant successivement à 50ml d’une solution 0,1 M d’acide bromhydrique HBr (acide fort) :

20 ml d’une solution de soude 0,2 M

200 ml d’eau pure

100 ml d’une solution 0, 05 M d’acide perchlorique HClO4 (acide fort)

130 ml d’une solution 0,5 M de nitrate de potassium KNO3 (HNO3 est un acide fort)

1g de potasse KOH solide.

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