PH Acide Faible

7/21/2019 PH Acide Faible

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Etude approximative des solutions acides et basiques dilues.

Chapitre IV 37

IV.. Etude approximative des solutions acides etbasiques dilues

Peter Lauritz Soerensen ( 1868 - 1939 )

a. Acides forts .... 38b. Acides faibles .... 39

c. Bases fortes .... 44

d. Bases faibles .... 46

e. Couples acide faible - base faible .... 51

f. Degr dionisation .... 54

g. Exercices .... 58


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Acides et bases

Chapitre IV38

Etude approximative

des solutions acides et basiques dilues

a) Les acides forts

1) Dfinition des acides forts

Exemples:

H Cl + H2O H3O+ + Cl

- (Ionisation de lacide chlorhydrique)

HNO3 + H2O H3O+ + NO3

- (Ionisation de lacide nitrique)

2) La vraie nature des solutions dacide fort

Puisque la raction dionisation est complte, lespce HB nexiste plus en solution aqueuse: Les

solutions dacides forts sont des solutions de lacide H3O+!

3) Calcul approximatif du pH dune solution aqueuse dacide fort

On peut ngliger lapport de H3O+par lautoprotolyse de leau .

2Le calcul se limite alors compter

les ions H3O+ fournis par la raction dionisation, qui sont videmment en mme nombre que les

molcules dacide au dpart , puisque cette raction est complte:

1Voir exemple 1 du chapitre : dfinition de Broenstedt.2si [HB]o>3.10

-7mol/l. Sinon, le calcul prcis sera vu plus tard.

Un acide est fort, si la raction de dissociation dans leau1

HB + H2O H

3O

+ + B

-

est complte.

Equation 14: Dissociation des acides forts


3/31


Chapitre IV 39

4) Mise en vidence des acides forts.

Le pH-mtre permet de trouver quels sont les acides qui sionisent compltement dans leau: Ce sont

ceux qui vrifient lquation (15) : pH = -log[HB]o

Exemple:

Pour une solution 0,01 mol/l de HCl on mesure un pH de 2,0: 2,0 = -log0,010 : HCl est un acide fort!

Voici les acides forts usuels:

b) Les acides faibles

1) Dfinition des acides faibles.

[[[[ ]]]] [[[[ ]]]] [[[[ ]]]]H O HB pH log HB3 o o++++ ==== ====

Equation 15: Acide fort dilu avec [HB]o>3.10-7mol/l

HClO4 acide perchlorique

HNO3 acide nitrique

H2SO4 acide sulfurique

HCl acide chlorhydrique

HBr acide bromhydrique

HI acide iodhydrique

Un acide est faible, si sa raction de dissociation dans leau

HB + H2O H

3O+ + B-

Equation 16 : ionisation d'un acide faible3

est incomplte, donc limite un dquilibre.


4/31

Acides et bases

Chapitre IV40

Exemples:

HF + H2O H3O+ + F

-(ionisation de lacide fluorhydrique)

NH4+ + H2O H3O

+ + NH3(ionisation de lion ammonium)

HCO3- + H2O H3O

+ + CO32- (ionisation de lion hydrognocarbonate)

2) Nature des solutions dacide faible.

Comme lionisation de ces espces est incomplte, on trouvera dans leur solution aqueuse la fois de

lacide non dissoci HB et des ions hydronium.

Exemple:

Une solution aqueuse dacide fluorhydrique renferme 1) H2O, leau, qui est le solvant 2) HF, lacide fluorhydrique non

ionis 3) F-, des ions fluorure provenant de lionisation de lacide fluorhydrique. 4) H3O

+, des ions hydronium provenant

de lionisation de lacide fluorhydrique ou de lautoprotolyse de leau 5) OH-, des ions hydroxyde (peu) provenant de

lautoprotolyse de leau.

3) Mise en vidence des acides faibles.

Si le pH mesur pour une solution dacide est suprieur celui auquel on sattendrait pour un acide

fort, il sagit dun acide faible. La liste des acides faibles figure sur table en annexe.

Exemple:

On mesure un pH de 2,1 pour une solution 0,1 molaire dacide fluorhydrique . Il ne peut sagir dun acide fort, sinon on

aurait mesur: pH = -log0,1 = 1

4) Constante de dissociation acide

Appliquons la loi de Guldberg et Waage lquilibre dionisation dun acide faible:

[ ][ ][ ][ ]

B H O

HB H OK

-

3

2

+

=

Or [H2O] = constante (solution dilue dacide ! III c)

[ ][ ][ ]

[ ]B H O

HBK H O

-

3

2

+

=

3Il est vident que la charge relle de lespce que nous avons dsign par B-est toujours dune unit infrieure

celle de HB. Les exemples suivants montrent quil faudrait distinguer en ralit entre les cas HB+/B , HB/B-,

HB-/B2-, HB2-/B3-........


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Chapitre IV 41

Le produit K[H2O] est donc constant. On lappelle constante dacidit de lacide HB et on le note

Ka:

[[[[ ]

]]][[[[ ]

]]]

[[[[ ]]]]KB H O

HBa

3

====

++++

Equation 17 : Dfinition de la constante de dissociation acide


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Acides et bases

Chapitre IV42

Par analogie avec le pH, on dfinit:

Exemples: (voir tableau des couples acide faible - base faible)

acide hypochloreux: pKa= 7,3 Ka = 10-7,3 = 5. 10-8 = [ClO-][H3O

+]/[HClO]

ion mthylammonium: pKa= 10,72 Ka= 10-10,72 = 1,9.10-11 = [CH3NH2][H3O

+]/[CH3NH3+]

ion hydrognophosphate: pKa = 12,3 Ka = 10-12,3

= 5.10-13

= [PO43-][H3O

+]/[HPO4

2-]

5) Discussion de la constante de dissociation acide.

a) Les concentrations figurant dans lexpression de la constante de dissociation acide sont les

molarits lquilibre, donc [HB] nest en particulier jamais gale la concentration avant

dissociation [HB]o.b) Ka et pKa varient en sens contraire: Plus Kaest grand, plus pKaest petit.

c) Plus Ka est grand ( et pKa petit), plus le numrateur du rapport dfinissant la constante de

dissociation est grand et le dnominateur petit, donc plus lacide est dissoci ( fort): Les acides faibles

peuvent tre classs suivant les valeurs de leur Ka. (voir le tableau des acides faibles en annexe)

d) Lacide H3O+joue un rle tout fait spcial: Il subit dans leau lquilibre trivial:

H3O+ + H2O H3O

+ + H2O

Daprs ce qui prcde, sa constante de dissociation acide vaut:[ ][ ]

[ ] [ ]K

H O H O

H OH O 55,36 mol / la

3 2

3

2= = =

+

+

et lion hydronium figure ainsi dans le tableau des acides faibles.

e) Nous rservons la notion de constante dacidit aux acides faibles. Les solutions dacides forts sont

des solutions de lacide H3O+et seront incluses comme telles dans notre classification.

6) Calcul approximatif du pH dune solution dacide faible.

1re approximation:

On nglige lapport de H3O+par autoprotolyse de leau. Cette approximation nest justifie que si le

pH diffre sensiblement de 7.4

4Pour tous les acides faibles de la liste en annexe et pour les concentrations utilises en pratique, cette condition est

toujours vrifie. Nous allons y recourir encore plusieurs reprises. Un traitement plus rigoureux dans le cas dun pH

voisin de 7 passe par la condition dlectroneutralit et la conservation de la masse que nous verrons plus tard.

pKa = -log K

a

Equation 18 : Dfinition du pKa


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Chapitre IV 43

Calcul dquilibre:

Soit V le volume de la solution

n(HB)o le nombre de moles initial (formel, stoechiomtrique, moles supposes non

dissocies) de lacide.Remplissons la premire ligne du tableau suivant:

En appelant x le nombre de moles de H3O+ prsents au moment o lquilibre est atteint, nous

pouvons remplir progressivement les deux lignes suivantes. Nous trouvons dans lordre:

1) x moles H3O+produits

2) x moles HB disparus

3) n(HB)o- x moles restent lquilibre

4) x moles B produits

5) 0 + x = x moles B- lquilibre

Nous passons ensuite aux concentrations molaires lquilbre:

[ ] [ ] [ ]HBn(HB) x

V; H O

x

V; B

x

V

o3

-=

= =

+

En introduisant ces molarits dans lexpression de la constante dacidit, nous obtenons:

K

x

V

x

Vn(HB) x

V

ao

=

, cest dire:

HB + H2O H

3O

+ + B

-

Initialement n(HB)o 0 0

Variation -x 2) + x 1) + x 4)

A lquilibre n(HB)o- x 3) x x 5)

[[[[ ]]]]

[[[[ ]]]] [[[[ ]]]]

KH O

HB H O

a

3

2

o 3

====

++++

++++

Equation 19 : valable pour pH


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Acides et bases

Chapitre IV44

2ime approximation:

On ngliger [H3O+] devant [HB]o au dnominateur de lquation prcdente, condition que

[ ]

K

HB

a

o

< 10 4 :

Dmonstration:

Vu limprcision du pH-mtre qui est de lordre de 1%,, il est raisonnable de ngliger des concentrations en ions

hydronium nexcdant pas un centime de la concentration initiale de lacide:

[ ] [ ]

[ ]

[ ] [ ]

[ ]

[ ]H O

HB

100

(HB

100)

HBHB

100

KHB

9900K

K

HB1,01 10 103

o

o 2

oo

ao

aa

o

4 4+ <

> > <

La deuxime inquation a t obtenue en utilisant lquation prcdente (19). En augmentant le numrateur et en

diminuant le dnominateur dune fraction, celle-ci devient videmment plus grande!)

Dans ces conditions, lquation prcdente (19) devient:

[ ][ ]

H O

HBK

3

2

o

a

+

=

et enfin:

Exemples: 1) Soit un acide avec Ka= 4.10-2

, [HB]o=1o-2mol/l : (q.19): [H3O

+] = 8,3.10

-3 mol/l

2) Soit un acide avec Ka= 10-6

, [HB]o=4.1o-2mol/l : (q. 20): [H3O

+] = 2,0.10

-4mol/l

[[[[ ]]]] [[[[ ]]]] [[[[ ]]]]H O K HB pH pK HBa o a o3 12 12++++ ==== ==== log

Equation 20 : Valable si Ka/[HB]

o< 10-4

ou pKa+ log[HB]o > 4


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Chapitre IV 45

c) Les bases fortes

1) Dfinition des bases fortes

Exemples:

C2H5O- + H2O C2H5OH + OH

-(La dissociation de lion thanolate est complte: cest une base forte)

O2- + H2O OH- + OH-(La dissociationdelionoxyde est complte: cest une base forte)

2) La vraie nature des solutions de base forte.

Puisque la raction (21) est complte, lespce B-

nexiste plusen solution aqueuse: Les solutions debase forte sont des solutions de la base OH

-!

Exemple:

Une solution aqueuse o vient dtre introduit lion thanolate renferme au moins 1) OH-, des ions hydroxyde provenant

de la dissociation basique de lion thanolate et de lautoprotolyse de leau 2) H3O+, des ions hydronium (peu) provenant

de lautoprotolyse de leau. 3) C2H5OH, des molcules dthanol provenant de la dissociation basique de lion thanolate.

Il ny a plus dions thanolate C2H5O-, car la dissociation basique complte a transform ces ions intgralement en

molcules dthanol !

3) Calcul approximatif du pOH dune solution aqueuse de base forte.

On peut ngliger lapport de OH-par lautoprotolyse de leau

5.

Le calcul se limite alors compter les ions OH-fournis par la raction de dissociation basique, qui

sont en mme nombre que les molcules de base au dpart , puisque cette raction est complte:

5si [B]o>3.10-7. Sinon, un calcul plus prcis sera vu plus tard.

Une base est forte, si la raction de dissociation dans leau

B- + H2O HB + OH-

Equation 21 : Dissociation des bases fortes

est complte.


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Acides et bases

Chapitre IV46

Exemple:

Solution aqueuse dun litre dans laquelle vient dtre introduite 0,1 mole dions thanolate:

pOH = -log(0,1/1) = 1

4) Mise en vidence des bases fortes.

Le pH-mtre permet de vrifier quelles sont les bases qui shydratent compltement dans leau: Ce

sont celles qui vrifient lquation (22): pOH = -log[B

-

]o.

Exemple:

Le pH dun litre de solution aqueuse dans laquelle vient dtre introduite 0,2 mole de lion thanolate est dtermin au

pH-mtre. On trouve ainsi exprimentalement pH = 13,3, donc pOH = 0,7. Ceci correspond la valeur -log0,2 fournie

par lquation 22. On peut donc dire que lthanolate est une base forte.

Voici les bases fortes usuelles:

5) Des bases fortes qui nen sont pas

Dans tous les livres lmentaires de chimie, les hydroxydes solubles

sont considrs comme bases fortes:

6les ions alcoolates RO-peuvent tre considrs comme bases fortes, sauf les alcoolates aromatiques, tels que lion

phnolate C6H5O-

[OH-] = [B

-]

o pOH = -log[B

-]

o

Equation 22 : Base forte dilue avec [B-]o > 3.10

-7mol/l

NH2- ion amidure

CH3CH2O- ion thanolate6

O2-

ion oxyde

Li+OH

- hydroxyde de lithium

Na+OH

- hydroxyde de sodium

K+OH

- hydroxyde de potassium

Rb

+

OH

-

hydroxyde de rubidiumCs+OH

- hydroxyde de csium

Ca2+(OH

-)2 hydroxyde de calcium

Sr2+(OH

-)2 hydroxyde de strontium

Ba2+(OH

-)2 hydroxyde de baryum


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Chapitre IV 47

A proprement parler, ces substances ne sont pas des bases daprs la thorie de Broenstedt; cest lion

hydroxyde quelles librent dans leau qui est la vraie base! Il nen reste pas moins vrai que le pOH

de leurs solutions peut videmment tre calcul par une formule du mme type que la formule (22)

tout en tenant compte du fait que certaines de ces substances librent plusieurs moles dions

hydroxyde par mole de substance:

Exemple:

Une solution 0,05 molaire dhydroxyde de baryum renferme 0,1 mole de OH-par litre puisque chaque mole sest

dissocie pour former deux moles dions hydroxyde libres. Son pOH vaut donc : -log0,1 =1

d) Les bases faibles

1) Dfinition des bases faibles.

Exemples:

NH3 + H2O NH4+ + OH-(dissociation basique de lammoniac)

HS- + H2O H2S + OH

-(dissociation basique de lion hydrognosulfure)

PO43- + H2O HPO4

2- + OH- (dissociation basique de lion phosphate)

2) Nature des solutions de base faible.

Comme la dissociation basique de ces espces est incomplte, on trouvera dans leur solution aqueuse

la fois de la base non dissocie B-et des ions hydroxyde.

Exemple:

Une solution dammoniac renferme 1) H2O, le solvant 2) NH3, de lammoniac non dissoci 3) NH4+, des ions ammonium

provenant de lhydrolyse partielle de lammoniac 4) OH-, des ions hydroxyde provenant de lhydrolyse de lammoniac

et de lautoprotolyse de leau 5) H3O+, des ions hydronium (peu) provenant de lautoprotolyse de leau.

Une base est faible, si sa raction de dissociation dans leau

B- + H

2O HB + OH

-

Equation 23 : Dissociation d'une base faible

est incomplte, donc limite un quilibre.


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Acides et bases

Chapitre IV48

3) Mise en vidence des bases faibles.

Si le pH mesur pour une solution de base est infrieur celui auquel on sattendrait pour une base

forte, il sagit dune base faible. La liste des bases faibles usuelles figure sur le tableau des couples

acides faibles - bases faibles en annexe.

Exemple:

Pour une solution 0,1 molaire dammoniac ( [NH3]o= 0,1 mol/l) , on a mesur un pH de 11,1. Sil sagissait dune base

forte, le pH serait 14-(-log[NH3]o) = 14 - 1 = 13 , ce qui nest pas le cas en ralit: NH3est donc une base faible.

4) Constante de dissociation basique.

Appliquons la loi de Guldberg et Waage lquation de dissociation :

[ ][ ][ ][ ]

HB OH

H O B K

-

2

-

'

=

Or [H2O] = constante. (solution dilue de base ! III c ).

[ ][ ][ ]

[ ]HB OH

BK H O

-

-

'

2=

Le produit K [H2O] est donc constant. On lappelle constante de dissociation basique de la base B-

et on le note Kb:

Par analogie avec le pH, on dfinit:

[[[[ ]]]][[[[ ]]]][[[[ ]]]]

KHB OH

Bb ====

Equation 24 : Dfinition de la constante de dissociation basique

pKb = -log K

b

Equation 25: dfinition du pKb


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Chapitre IV 49

5) Discussion de la constante de dissociation basique.

a) Les concentrations figurant dans lexpression de la constante de dissociation basique sont les

molarits lquilibre, donc [B-] nest en particulier jamais gale la concentration avant

dissociation [B-

]ob) Kb et pKb varient en sens contraire : Plus Kbest grand, plus pKbest petit.

c) Plus Kb est grand (et pKb petit) , plus le numrateur du rapport dfinissant la constante de

dissociation est grand et le dnominateur petit, donc plus la base est dissocie (forte): Les bases

faibles peuvent tre classes suivant les valeurs de leur Kb. (voir tableau des acides faibles et bases

faibles en annexe)

d) La base OH-joue un rle tout fait spcial: Elle subit dans leau lquilibre trivial:

OH- + H2O OH

- + H2O

Daprs ce qui prcde, sa constante de basicit est

[ ][ ]

[ ] [ ]K

OH H O

OH

H O 55,36 mol / lb

-

2

- 2= = =

et lion hydroxyde figure ainsi dans le tableau des bases faibles.

e) Nous rservons la notion de constante de basicit aux bases faibles. Les solutions de bases fortes

sont des solutions de la base OH-et seront comme telles incluses dans notre classification.

6) Calcul approximatif du pOH dune solution de base faible.

1re approximation:

On nglige lapport de OH-

par autoprotolyse de leau. Cette approximation nest justifie que si lepH diffre sensiblement de 7.

7

Calcul dquilibre:

Soit V le volume de la solution

n(B-)ole nombre de moles initial ( formel, stoechiomtrique, moles supposes non

dissocies) de la base.

7Pour toutes les bases faibles de la liste en annexe et pour les concentrations utilises en pratique, cette condition est

toujours vrifie. Nous allons y recourir encore plusieurs reprises. Un traitement plus rigoureux dans le cas dun pH

voisin de 7 passe par la condition dlectroneutralit et la conservation de la masse que nous verrons plus tard.


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Acides et bases

Chapitre IV50

Remplissons la premire ligne du tableau suivant:

En appelant x le nombre de moles de OH-prsents au moment o lquilibre est atteint, nous pouvons

remplir progressivement les deux lignes suivantes. Nous trouvons dans lordre:

1) x moles OH-produits

2) x moles B-disparus

3) n(B-)o- x moles restent lquilibre

4) x moles HB produits5) 0 + x = x moles HB lquilibre

Nous passons ensuite aux concentrations molaires lquilbre:

[ ] [ ] [ ]Bn(B ) x

VOH

x

VHB

x

V

--

o -=

= =; ;

En introduisant maintenant dans lexpression de la constante de dissociation basique, nous obtenons:

K

x

V

x

Vn(B ) x

V

b -

o

=

, cest dire:

2ime approximation:

On peut ngliger [OH-] devant [B

-]o au dnominateur de lquation (26), condition

que[ ]

K

B

b

o

< 10 4

B- + H2O OH- + HB

Initialement n(B-)o 0 0

Variation -x 2) + x 1) + x 4)

A lquilibre n(B-)o- x 3) x x 5)

[[[[ ]]]][[[[ ]]]] [[[[ ]]]]

KOH

B OHb

o

====

2

Equation 26 : valable pour pH >> 7


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Chapitre IV 51

Dmonstration:

Vu limprcision du pH-mtre qui est de lordre de 1%,, il est raisonnable de ngliger des concentrations en ions

hydroxyde nexcdant pas un centime de la concentration initiale de la base

[ ] [ ]

[ ]

[ ] [ ] [ ]

OH

B

100

(

B

100)

BB

100

KK

B1,01 10 10-

-

o

-

o 2

-

o

-

o

bb

-

o

4 4<

> <

La deuxime inquation a t obtenue en utilisant lquation prcdente (26): En augmentant le numrateur et en

diminuant le dnominateur dune fraction, celle-ci devient videmment plus grande!

Dans ces conditions, lquation prcdente (26) devient:

[ ][ ]OHB

K

-2

-

o

b= , donc:

Exemples:

1) Kb= 4.10-2, [B-]o=1o

-2mol/l : (q. 26): [OH-]=8,3.10-3mol/l

2) Kb= 10-6, [B-]o= 4. 10

-2mol/l : (q. 27): [OH-] = 2,0 10-4mol/l

e) Couples acide faible / base faible

1) Introduction du couple acide faible / base faible

Chaque acide faible de Broenstedt HB peut cder un proton pour former lespce B- qui garde la

possibilit de fixer de nouveau un proton, puisque la raction (16) de dissociation est rversible.

(Equilibre !) : Cette espce B-est donc une base!

Inversement, chaque base faible de Broenstedt B-peut accepter un proton pour former lespce HB

qui garde la possibilit de cder ce proton, puisque la raction (23) de dissociation est rversible.

Cette espce HB est donc un acide!

[[[[ ]]]] [[[[ ]]]] [[[[ ]]]]OH K B pOH pK Bbo

bo

==== ==== 1

2

1

2log

Equation 27: Valable si Kb/[B

-]o < 10

-4 ou pK

b+ log[B-]o> 4


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Acides et bases

Chapitre IV52

Exemples:

Couples acide faible /base faible :

(NH4+, NH3)

(HCN, CN-)

(HCO3-,CO3

2-)

(H2CO3,HCO3-)

2) Relation entre les constantes de dissociation dun acide et de sa base

correspondante

Multiplions les constantes de dissociation de lacide faible et de sa base correspondante:

[ ][ ][ ]

[ ][ ][ ]

[ ][ ]K KB H O

HB

HB OH

BH O OH 10a b

-

3

- 3

14= = =

+

+ , do:

Dans les tableaux des couples acide faible-base faible, on se limite gnralement donner le pK ade

lacide. Alors le pKb de la base correspondante peut en tre dduit facilement.

Exemples:

-Lacide chloreux possde une constante de dissociation acide Ka= 10-2, on en dduit que lion chlorite possde une

constante de dissociation basique Kb= 10-12.

-Lammoniac possde un pKb= 4,800, on dduit que lion ammonium possde un pKa=9,20.

Dans un couple acide faible / base baible, plus Kaest grand, plus Kbest petit et inversement: plus

lacide est fort, plus la base est faible et inversement.

Exemple:

Lacide thanoque CH3COOH ( pKa= 4,75) est un acide plus faible que lacide mthanoque HCOOH (pKa= 3,75).

Lion thanoate CH3COO- (pKb= 9,25) est une base plus forte que lion mthanoate HCOO

-(pKb= 10,25)

A chaque acide HB, il correspond la base B-

A chaque base B-,il correspond lacide HB

(HB,B-

) est un couple acide faible /base faible

K K pK pKa b a b==== ++++ ====10 1414

Equation 28 : Relation entre constante d'acidit et constante de basicit


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Chapitre IV 53

3) Domaines de prdominance des formes acide ou basique dun couple.

Dans la raction de dissociation acide (16) intervient lion H3O+, dans celle de dissociation basique

(23) lion OH-. Les variations de concentration de ces ions, et donc du pH du milieu, peuvent

influencer fortement la position des quilibres chimiques en question. Etudions linfluence du pH surla rpartition des formes acide HB et basique B

-dun couple:

[ ][ ][ ]

[ ] [ ]

[ ] [ ]

[ ]

[ ]K

B H O

HBH O K

HB

Blog H O logK log

HB

Ba

-

3

3 a 3 a= = = +

+

+

+

Cette formule permet de discuter sous quelle condition la concentration de la base est suprieure

celle de lacide ou inversement:

[ ] [ ] [ ]

[ ]

[ ][ ]

B HBB

HB1 log

B

HB0 pH pK-

- -

a

>

=

=

=

=

>>>

====

>

====


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Acides et bases

Chapitre IV54

4) Les indicateurs colors.

Un indicateur est un acide faible HIn, dont la base correspondante In- possde une couleur diffrente.

On peut considrer que

a) la couleur de HIn prdomine ds quil y a 10 fois plus de HIn que de In-

dans le milieu, c. d. dsque

[ ][ ]

[ ][ ]

In

HIn

1

10log

In

HIn1 pH pK 1

- -

a< < < ( quation 29 )

b) la couleur de In-prdomine ds quil y a dix fois plus de In

-que HIn dans le milieu, c..d. ds que

[ ][ ]

[ ][ ]

In

HIn10 log

In

HIn1 pH > pK 1

- -

a> > + ( quation 29 )

Lintervalle [pKa-1, pKa+1] , o aucune des deux couleurs ne prdomine, sappelle domaine de virage

de lindicateur. Les domaines de virage effectivement observs diffrent souvent un peu de ces

prvisions thoriques, parce que certaines couleurs sont mieux visibles que dautres, mme faibleconcentration:

Indicateurs courants Couleur

forme acide

Domaine de virage

observ

pKa Couleur forme

basique

Mthylorange rouge 3,2 4,4 3,4 jaune

Bleu de bromothymol jaune 6,0 7,6 7,1 bleue

Tournesol rouge 5,0 8,0 6,5 bleuePhnolphtaline incolore 8,2 10,0 9,4 rose fonce

f) Le degr de dissociation

1) Dfinition du degr de dissociation.

Le degr de dissociation dun lectrolyte (acide, base ou sel) est donn par:

====nombre de moles dissoci e

nombre de moles initiales

Equation 31 : dfinition du degr de dissociation


19/31


Chapitre IV 55

Par nombre de moles dissocies on entend le nombre de moles ayant subi

- la raction de dissociation dans le cas dun acide.

- la raction de dissociation dans le cas dune base.

- la raction de dissolution avec scission en ions dans le cas dun sel.

Par nombre de moles initiales on entend le nombre total de moles calcul en supposant quil ny apas eu dionisation.

Exemples:

-Le degr de dissociation dune solution aqueuse de phnol vaut 10-4. Cela veut dire que sur 10000 molcules de phnol

introduites initialement dans leau, une seule est ionise . (= 1/10000) . Aprs lionisation, on trouvera donc pour 9999

molcules de phnol C6H5OH un seul ion phnolate C6H5O-provenant de la raction de dissociation acide..

- Le degr de dissociation dune solution aqueuse dhydroxylamine vaut 10-2

. Cela veut dire que sur 100 molcules

dhydroxylamine introduites initialement dans leau, une seule est ionise . (= 1/100). Aprs lionisation, on trouvera

donc pour 99 molcules dhydroxylamine NH2OH, un seul ion hydroxylammonium NH3OH+provenant de la raction de

dissociation basique.

En divisant dans lquation prcdente le numrateur et le dnominateur par le volume, on obtient:

Exemples:

-Le degr de dissociation dune solution aqueuse 0,1 molaire de phnol ( [C6H5OH]o= 0,1 mol/l) vaut 10-4. Cela veut dire

que dans cette solution on a : [C6H5O-] = 10-5mol/l . (= 10-5/0,1 = 10-4)

- Le degr de dissociation dune solution aqueuse 0,01 molaire dhydroxylamine ([NH2OH]o= 0,01 mol/lo) vaut 10-2.

Cela veut dire que dans cette solution on a : [NH3OH+] = 10-4mol/l . (= 10-4/0,01 = 10-2)

2) Signification du degr de dissociation.

Comme son nom lindique, le degr de dissociation mesure jusqu quel point une substance estdissocie.

= 0 signifie : Il ny a pas de dissociation.

= 1 signifie : La dissociation est complte.

0 1 est le cas gnral .

Lepourcentage de dissociationest donn par .100 : Cest le nombre de moles dissocies pour

100 moles initiales

[[[[ ]]]]

[[[[ ]]]] ====

subs ce ionis e

subs ceo

tan

tan

Equation 32: Degr de dissociation et molarits


20/31

Acides et bases

Chapitre IV56

3) Cas particuliers.

Acides forts, bases fortes, sels solubles:

Acides faibles:

[ ]

[ ]

[ ] [ ] = =+

+H O

HB

H O HB3

o

3 o

Alors lquation (19) devient:

[ ][ ] [ ]

[ ]

[ ] [ ]

[ ]

[ ]K

H O

HB H O

HB

HB HB

HB

HB (1 )a

3

2

o 3

2

o

2

o o

2

o

2

o

=

=

=

+

+

Lquation (20) devient:

[ ] [ ] [ ] [ ] [ ]

[ ]H O K HB HB K HB

K HB

HB3 a o o a o

a o

o

+= = =

==== 1

Equation 33 : Degr de dissociation des acides forts, bases fortes et sels solubles

[[[[ ]]]]K

HBa

o====

2

1

Equation 34: Degr de dissociation des acides faibles (loi dOstwald) : valable, si pH


21/31


Chapitre IV 57

Bases faibles:

[ ][ ]

[ ] [ ] = =OH

BOH B

-

-

o

- -

o

Alors lquation (26) devient:

[ ][ ] [ ]

[ ][ ] [ ]

[ ][ ]

KOH

B OH

B

B B

B

B (1 )b

2

-

o

2 -

o

2

-

o

-

o

2 -

o

2

-

o

=

=

=

Lquation (27) devient:

[ ] [ ] [ ] [ ] [ ]

[ ]OH K B B K B

K B

Bb

-

o

-

o b

-

o

b

-

o

-

o

= = =

Exemples

HI 0,3 mol/l : = 1

CHCl2COOH 0,15 mol/l, Ka= 5,0 10-2: = 0,43

CH3CH2O-

0,2 mol/l : = 1

NH3 0,2 mol/l, ( pKb= 4,80) : = 8,9 10-3(CH3)2NH 0,01 mol/l (pKb= 2,98) : = 0,275

[[[[ ]]]]K

B

bo====

2

1

Equation 36 : Degr de dissociation des bases faibles, valable si pH >>7

[[[[ ]]]] ====

K

B

b

o

Equation 37 : Degr de dissociation des bases faibles valable, si Kb/[B]o< 10-4


22/31

Acides et bases

Chapitre IV58

4) Dpendance du degr dionisation de la concentration

Prenons titre dexemple un acide faible de constante dacidit Ka :

1) Si lquation [ ] =K

HB

a

o est valable, alors nous voyons tout de suite quune diminution de

[HB]oprovoque une augmentation de la fractionK

HB

a

o

, donc de sa racine carre, donc de .

2) Si lquation[ ]

KHB

1a

2

o=

est valable, alors la reformulation

[ ]

2

1

K

HB

a

o

= permet de se

rendre compte quune diminution de [HB]o provoque une augmentation de la fractionK

HB

a

o

, donc de

2

1 ce qui nest possible que si le numrateur de cette dernire fraction augmente ou son

dnominateur diminue, donc si augmente:

On peut se demander ce qui arrive dilution extrme, c. . d. quand la concentration formelle de

lacide faible considr tend vers 0:

Comme Ka est constant, le rapport[ ]

KHB

a

o

va bientt dpasser 10-4, puisquune fraction positive

augmente quand son dnominateur diminue. Alors lquation (34)[ ]

KHB

ao=

2

1devient valable.

Reformulons-la:[ ]

1HB

K

2

o

a

=

Comme < 1 et Kaest constant, le deuxime membre de cette quation tend vers 0, si [HB]otend

vers 0. Mais alors le premier membre doit aussi tendre vers 0, tend vers 1: lionisation est complte.

Le degr de dissociation augmente, si la concentration (formelle) diminue

A dilution extrme, lionisation est complte (Ostwald 1889)


23/31


Chapitre IV 59

g) Exercices

( Dissociation des acides et des bases )

4.1. Ecrire les quations de dissociation acide des acides suivants en milieu aqueux et donner unaperu sur toutes les espces ioniques qui se trouvent dans le milieu aprs cette ionisation.:

a) ion hydrognosulfure b) ion dihydrognophosphate

c) acide perchlorique d) acide iodhydrique

e) acide fluorhydrique f) acide propanoque

g) acide peroxobenzoque C6H5C(=O)OOH h) phnol

i) ion hexaqua indium(III) j) acide 2,2-difluoropropanoque

k) ion tripropylammonium l) eau

m) acide sulfurique n) ion hydrognosulfate

o) ion hydronium p) acide lactique

Tous les acides ne figurant pas sur la liste des acides forts du cours seront considrs comme acides

faibles.

4.2.Ecrire les quations de dissociation basique des bases suivantes en milieu aqueux et donner unaperu sur toutes les espces ioniques qui se trouvent dans le milieu aprs cette ( premire )

ionisation.:

a) ion hydrognosulfure b) ion amidure

c) ion phosphate d) ion hydroxydee) N- isopropylpropanamine f) eau

g) lion hydrognooxalate h) ion propanoate

i) ion propanolate j) ion sulfure

k) ion octodcanoate

Toutes les bases qui ne sont pas du mme type que celles figurant sur la liste des bases fortes du cours

seront considres comme bases faibles

4.3. On introduit les substances ioniques suivantes dans leau:

a) oxyde de potassium b) chlorure dammonium

c) sulfure de sodium d) sulfure dargent

e) carbonate de sodium f) bromure de 1-thylbutylammonium

g) chlorure daluminum h) iodure de sodium

i) hydroxyde de potassium j) phosphate de calcium

k) phosphate de lithium l) nitrate de trithylammonium

m) nitrite de sodium n) chlorure de fer (III)

o) hydrognophosphate de potassium p) amidure de sodium

q) mthanolate de potassium r) hydrognocarbonate de sodium


24/31

Acides et bases

Chapitre IV60

1) Trouver parmi ces substances celles qui librent leurs ions quand elles sont introduites dans leau.

(Substances figurant comme solubles dans le tableau des solubilits )

2) Chercher ensuite lesquels de ces ions sont acides, basiques, ampholythes ou neutres.

3) Ecrire ensuite les quations de dissociation ventuelles de ces ions et faire un aperu sur toutes les

espces quon trouvera finalement en solution.. ( On noubliera pas que les produits de dissociationpeuvent leur tour se rvler tre des bases ou des acides! )

( pH, pKa et de solutions acides et basiques )

4.4.Calculer les pH des solutions suivantes en vous servant des quations toutes prtes 19,20,26ou 27 vues au cours:

acides:

a) acide chlorhydrique 10-1

M b) acide perchlorique 0,126 g/l

c) acide nitrique 1,255% (d = 1,005) d) acide actique 0,25 M8

e) acide actique 10

-3M f) acide trichloractique 0,15 M

g) acide cyanhydrique 1% (d = 0,998) h) solution obtenue en ajoutant 5,00 g dacide actique

pur 95 g deau (solution= 1,0055 g/ml) i) solution obtenue en dissolvant 7,0 l de gaz

chlorhydrique 25oC dans un minimum deau et en portant le volume 1,0 l dans un jaug.

8M signifie mol/l ou molaire

Recherche des acides et des bases:

1) Cations

a) Cations acides faibles du tableau des couples acide faible / base faible ou semblables

p. ex NH4+, CH3NH2

+, ....

b) Cations dont les formes hydrates sont des acides figurant sur le tableau

p.ex Al3+

shydrate dans leau pour former Al(H2O)

6

3+acide ....

c) Les autres cations seront considrs comme neutres

p.ex. Na+., Ca2+....

2) Anions

a) Anions bases fortes

p. ex NH2-, O

2-, alcoolates...

b) Anions bases faibles du tableau des couples acide faible / base faible ou semblables

p. ex HCOO-, C3H7COO-

c) Anions acides faibles du tableau des couples acide faible / base faible ou semblables

p. ex HSO4- , H2AsO4

- ....

d) Les anions rsultant de la dissociation des monoacides forts seront considrs comme neutres

p.ex Cl-

, NO3-


25/31


Chapitre IV 61

bases:

j) hydroxyde de sodium 0,4 g/l k) hydroxyde de calcium 0,05 M

l) ammoniaque 0,977 % ( d = 0,994) m) solution obtenue en portant 0,150 g dhydroxyde de

baryum 50,0 ml de solution aqueuse n) solution 0,010 M de cyclohexylamine (pKb= 3,36)

sels:

o) hypochlorite de potassium 0,10 M p) phnolate de sodium 2,32 g/l

q) 6,8 g thanolate de sodium ports 500 ml de solution aqueuse

r) fluorure de sodium 3% (solution= 1,030 g/ml) s) chlorure daluminium 0,20 M

t) nitrate de fer III 1,62 g/l u) iodure de lithium 0,05 g/l

4.5.Calculer les degrs de dissociation dans les cas a) n) de lexercice 4.4.

4.6.Dduire les pKa de couples acide/ base laide des donnes suivantes:a) le pH dune solution 0,0490 M dacide propanoque, un des composants du lait, vaut 3,09.

b) le pH dune solution 15 mM dacide nitreux vaut 2,63.

c) le pH dune solution de 2,15 g/l dacide cyanique HCNO vaut 2,48.

d) le pH dune solution 0,1 M de chlorure dammonium vaut 5,12.

e) le degr de dissociation de lacide dichloractique dans une solution 0,10 M vaut 0,500.

f) le degr de dissociation de laniline en solution 1,0 10-3

molaire vaut 6,5 10-4

.

g) le pH dune solution 0,010 M dacide chloreux vaut 2,21.

Calculs:

Le petit schma suivant montre comment on peut passer le plus facilement dune grandeur connue une grandeur

cherche, la concentration initiale tant donne:

[[[[ ]]]]K H Oa

++++

( )

( )( )

1

2

3

3

avec (1) :[ ]

[ ] [ ]K

H O

HB H Oa

3

2

o 3

=

+

+ ou [ ] [ ]H O K HBa o3

+ = ( si[ ]

K

HB

a

o

< 10 4 )

(2) :[ ]

[ ] [ ]K

H O

HB H Oa

3

2

o 3

=

+

+

(3) :[ ][ ]

=

+H O

HB

3

o

On traitera les bases de la mme manire en remplaant Kapar Kb, H3O+par OH

-et [HB]o par [B

-]o


26/31

Acides et bases

Chapitre IV62

(Exercices divers)

4.7Lhydrazine N2H4possde Kb= 9,6 10-7. Calculer le pourcentage dhydrolyse du sel N2H5Cl ensolution 1,0 10

-2molaire dans leau

4.8 Le pH de lestomac vaut environ 1,5.a) Calculez-y la valeur du rapport [HNO2]/[NO2

-] aprs ingestion dune charcuterie traite au

nitrite de sodium. Cette dernire substance est un additif alimentaire (malheureusement cancrigne!)

servant conserver la viande et lui donner une couleur rouge apptissante par interaction avec

lhmoglobine.

b) Calculez-y encore la valeur du rapport [C6H5COOH]/[C6H5COO-] aprs ingestion de

cornichons traits au benzoate de sodium. Cette dernire substance est un agent conservateur aux

proprits antimicrobiennes.

4.9 Le chlorure de vanadium(III) est un sel violet prsentant des cristaux brilliants, maishygroscopiques. Sa solution aqueuse est verte en milieu acide. A quelle valeur faut-il ajuster le pH

pour tre sr dy trouver 4 fois plus dhexaqua vanadium(III) que de pentaqua hydroxo vanadium(III)

?

4.10 A quelle valeur du pH faut-il travailler au maximum pour disposer dune solution de chlorurede fer(III) o le lion fer(III) nest hydroxyl qu 6% au plus?

4.11 Lacide actylsalicylique (aspirine) est un mdicament analgsique (seuil de perception de la douleur augment) , antipyrtique ( chute de

temprature en cas de fivre) et antiinflammatoire. (traitement des arthrites).Lingestion de fortes doses peut provoquer des saignements de la muqueuse

de lestomac. Sa constante dacidit vaut 2,75 10-5

.On dissout un comprim

de 350 mg dans assez deau pour obtenir 200 ml de solution.. Quel sera le

pH de cette solution?

4.12 Lacide urique est un produit du mtabolisme de dcomposition despurines (dans lADN et ARN) . Il est vhicul par le sang et excrt dans

lurine. Sa solubilit dans leau (concentration maximale possible dans une

solution sature) vaut environ 0,2 g/l . Lurine dun adulte normal renferme

au total 7 g/l dacide urique et durate de sodium (soluble). La constantedacidit de lacide urique vaut 4,0 10

-6 mol/l . Ecrire lquation de

dissociation acide de lacide urique et calculer dans quel domaine de pH il

prcipite dans lurine en formant des calculs rnaux.

4.13On donne * cation hexaqua fer III / cation pentaqua hydroxo fer III pKa= 3,0* bromothymol jaune / bromothymol bleu pKa= 7,1

quobserve - t - on si lon ajoute du bleu de bromothymol une solution de chlorure de fer III ?

En vous servant de la thorie de Broenstedt, interprtez cette observation en dtail ! (juin 95)

aspirine

acide urique

COOH

O CCH3

O

N

N

N

N

H

OH

OH

HO


27/31


Chapitre IV 63

4.14.On ralise deux solutions (A) et (B) dacide fluorhydrique en dissolvant chaque fois 0,2 gdans 1 l (A) et 10 l (B) deau distille.

(a) calculer les concentrations molaires initiales ( formelles ) de ces solutions.

(b) calculer le pH des deux solutions.

(c) calculer de lacide fluorhydrique pour les solutions (A) et (B)(d) quelle conclusion gnrale doit - on tirer de ces rsultats; que doit - on prvoir dilution extrme?

(juin 95)

Solutions:

4.1)

_

__

++ I I__

_

d)

_

I_+

_

_

I +a)

b) __

_

_

_ II

I I+

I

_

_

++

_

I

+II

I I

__

_

_

c)

_

I

II

I I_

_

_

__

_

I

II

I I_

_

_

__

_ _

__

__

I

I

_

3+3++ +

_

_

_

_

_I

2-

SH H

2

O S H3O+

P

O

O

O

O

H

H

H2OH3O

+P

O

O

O

O

H

O

O

O

O

H

Cl

O

O

O

O ClH2O H3O+

H I H2O I H3O+

I

e) ++ I I__

_

I

_ _

_

_

_f)

I_

_

_ +

I

_+

H H2O H3O+F F

C C

H

H

H

C

H

H

O

O H

H3O+C C

H

H

H

C

H

H

O

O

H2O


28/31

Acides et bases

Chapitre IV64

_

I

g)

_ _

_ _

h)

_I

_ _

_ _ +_

I

+

+ +

_

I_

__

_

C

O O

O

H

H3O+C

O O

O

H2O

H3O+H2OO

OH

2+3+

+ +

I

_

_

_

I

_

_

_ +

I_

+j)

i) In(H2O)6

C C

H

H

H

C

O

O H

H3O+C C

H

H

H

C

O

O

H2O

H3O+H2O

In(H2O)5OH

F

F

F

F

+

_+

k)

+

N

C

C

C

HH

HH

HH

C C CCCC

HH

H H H

H

HH

HH

H

H

H

H

H

H2O N

C

C

C

HH

HH

HH

C C CCCC

HH

H H H

H

HH

HH

H

H

H

HH3O

+

H H

II

__

_

_

++

l)

___

OH

H

H2O H3O+OH

_

m)++

_

I

__

__

__

_

_

_ II

I

I

_

__

_

_

_II

I

I

_

2+ 2+O

O

O

O

HO

O

O

OH2O H3O+

S S

H H

I

_n)

2+

I

I

I I_

_

_

_ _

_ _

__

I_

+ 2+

I

I

I I_

_

_

_ _

_ _

__

I_

+

O

O

O

O S

H

H2O

O

O

O

O SH3O

+


29/31


Chapitre IV 65

+_

Io)

+_

+H O H

H

H2O H O

H

H3O+

p) + _

_

_

__

_

_

I I I

I

I

__

+C C C

H

H

H H

O

O

O

H

H

H2O C C C

H

H

H H

O

O

O

H

H3O+

4.2)

++_

b)

_

I+a) I

I

_

_ _

_ _+

H S H2O H S

H

OH-

H N

H

H2O H

H

OH-N

H

_

_ _

_

_

_

_

_

__ _

_

I

II

II

I

I

+I

I

I I

I

_

__ _

_

_

__

_

+c)

d)

_

+ I

_

+

P

O

OO

O

H2OP

O

OO

O

H

OH-

O H H2O O H

H

OH-

_e) +

++N C C CC

C

C H

H

H

H

H H

H

H

H

H

H

H

H

H2O N C C CC

C

C H

H

H

H

H H

H

H

H

H

H

H

H

H

OH-

H

H H

H

_

_

___

_I I

II

I I

++g)

++

_

+

II

I

__

_

_

f)

_

O

H

H2OO

H

H

OH-HH

C CC C

OO

O O

O

O

O

OH

H H

H2OOH-

h)

_

_I

_

I

I

_+ +

I

_

_

C C C

H

H

H

H

HO

O

H2O OH-

C C C

H

H

H

H

H

O

OH


30/31

Acides et bases

Chapitre IV66

i)+

+I

_

_

_

_

_

C C C

H

H

H

H

H

H2O OH-

H

H

O C C C

H

H

H

H

H

H

H

O H

k)

j)

_

I_I

_ _

_

I _

+

+

+ +

2-

O

O

H2O

O

O H

OH-

S H2O S H OH-

4.3) Les rponses suivantes ne tiennent pas compte de lquilibre ionique de leau.(a)= acide,(b)= basique,(n)= neutre

a) ion oxyde (b) donne ions hydroxyde (b); ion potassium (n).

b) ion ammonium (a) en quilibre avec ion hydronium(a) et ammoniac (b); ion chlorure (n).

c) ion sulfure(b) en quilibre avec ion hydrognosulfure(amphotre en quilibre avec

sulfure. dhydrogne(a) et ion hydroxyde (b)) et ion hydroxyde (b); ion sodium (n).

d) insoluble.

e) ion carbonate (b) en quilibre avec ion hydrognocarbonate( amphotre en quilibre avec

acide carbonique(a) et ion hydroxyde(b)) et ion hydroxyde; ion sodium (n).

f) ion (1-thyl)butylammonium (a) en quilibre avec l(1-thyl)butylamine (b) et lion

hydronium (a); ion bromure (n).

g) ion hexaqua aluminium(III) (a) en quilibre avec lion pentaqua hydroxoaluminium(III)(amphotre ....) et lion hydronium (a); ion chlorure (n).

h) ion iodure (n); ion sodium (n).

i) ion hydroxyde (b); ion potassium (n).

j) insoluble.

k) ion phosphate (b) en quilibre avec lion hydrognophosphate (amphotre en quilibre

avec lion dihydrognophosphate (amphotre en quilibre avec lacide phosphorique (a) et

lion hydroxyde) et lion hydroxyde) et lion hydroxyde (b); ion lithium (n).

l) ion trithylammonium (a) en quilibre avec la trithylamine (b) et lion hydronium (a); ion

nitrate (n).

m) ion nitrite (b) en quilibre avec lacide nitreux (a) et lion hydroxyde (b); ion sodium (n).n) ion hexaqua fer(III) (a) en quilibre avec lion pentaqua hydroxo fer(III) (amphotre...) et

lion hydronium (a); ion chlorure (n).

o) ion hydrognophosphate (amphotre en quilibre avec lion phosphate (b) et lion

hydronium et avec lion dihydrognophosphate (amphotre en quilibre avec lacide

phosphorique et lion hydroxyde et avec lion hydrognophosphate et lion hydronium) et

lion hydroxyde); ion potassium (n)

p) ion amidure (b) donne lammoniac(b) et lion hydroxyde (b).

q) ion mthanolate (b) donne le mthanol (n) et lion hydroxyde (b); ion potassium (n).


31/31


Ch it IV 67

r) ion hydrognocarbonate (amphotre en quilibre avec lion carbonate (b) et lion

hydronium et avec lacide carbonique (a) et lion hydroxyde (b); ion sodium (n).

4.4) a) pH = 1 b) pH = 2,902 c) pH = 0,699 d) pH = 2,68 (q. 20)

e) pH = 3,90 (q. 19) f) pH = 1,00 (q. 19) g) pH = 4,87 (q. 20) h) pH = 2,4 (q. 20)

i) pH = 0,55 (q. 15) j) pH = 12,0 k) pH = 13,0 l) pH = 11,48

m) pH = 12,54 n) pH = 11,27 o) pH = 10,15 p) pH = 11,135q) pH = 13,30 r) pH = 8,52 s) pH = 2,82 t) pH =2,67

u) pH = 7,00

4.5) a) = 1 b) = 1 c) = 1 d) = 8,4 10-3

e) = 1,3 10-1

f) = 6,7 10-1

g) = 3,6 10-5

h) = 4,5 10-3

i) = 1 j) = 1 k) = 1 l) = 5,28 10-3

m) = 1 n) = 1,88 10-1

4.6) a) pKa = 4,87 (q. 19) b) pKa= 3,36 (q. 19) c) pKa= 3,66

d) pKa= 9,24 e) pKa= 1,30 f) pKa=4,63

g) pKa= 2,00

4.7) pourcentage = 1,0 10-1

%

4.8) a) [HNO2]/[NO2-] = 6,3 10

1 b) [C6H5COOH]/[C6H5COO-] = 5,0 10

2

4.9) pH < 2,32

4.10) pH < 1,81

4.11) pH = 3,31

4.12) pH < 6,88

4.13) Le pKade 3,0 place le cation fer III hydrat en position plutt forte parmi les acides faibles . On

peut donc affirmer qualitativement que les pH de ses solutions seront acides c. . d. infrieurs 7.

Dans ce domaine, le bromothymol prend la couleur jaune.

4.14) a) [HF ]o,A= 0,01 mol/l [HF ]o,B= 0,001 mol/l

b) pHA= 2,64 pHB= 3,26

c)A

= 0,23B

= 0,55

PH Acide Faible

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