Exercices td réactivité chimique ph solutions naoh et lioh R
Télécharger PDFModule C122 : TD de Réactivité Chimique (MIP) – Groupes TD 1 à TD 5
Série N°2 : Réactions Acidobasiques – Correction
Pr Mohamed CHELLOULI – Année Universitaire 2020-2021
Exercice 1
Calculer le pH d’une solution d’hydroxyde de sodium NaOH de concentration 10-3 et 10-8 mol/L.
Réponse 1 : NaOH est une base forte (pKa non donné ou pKa > 14).
1°) Pour CB = 10-3 M > 10-6,5 M, on a :
pOH = −log CB = −log(10-3) = 3
pH = 14 − pOH = 14 − 3 = 11 > 7,5 (solution basique).
Approximations : pH > 7,5 ⇒ pH = 14 − pOH.
2°) Pour CB = 10-8 M < 10-6,5 M, la dissociation de l’eau n’est pas négligeable.
3 espèces en solution : Na+, OH−, H3O+.
Équations :
NaOH → Na+ + OH−
2H2O ⇌ H3O+ + OH−
Conservation de matière : [Na+] = CB
Équilibre de neutralité : [OH−] = [Na+] + [H3O+]
Produit ionique : Ke = [H3O+][OH−]
Résolution : [H3O+] = Ke / [OH−] = 10-14 / (CB + [H3O+]).
Approximation : [H3O+] ≈ 0,95 × 10-7 M ⇒ pH ≈ 7.
FAQ
Q : Pourquoi NaOH est-il considéré comme une base forte ?
R : NaOH se dissocie complètement dans l’eau, libérant des ions OH− qui déterminent le pH.
Q : Pourquoi la dissociation de l’eau est-elle prise en compte pour CB = 10-8 M ?
R : À très faible concentration, les ions H3O+ et OH− issus de l’eau pure deviennent significatifs.
Q : Comment vérifier que pH = 7 est une solution neutre ?
R : Une solution neutre a [H3O+] = [OH−] = 10-7 M ⇒ pH = −log(10-7) = 7.
Exercice 2
On dispose d’une solution aqueuse 0,5 M d’un acide faible HA. Le pH de la solution est égal à 2,3.
a) Calculer les concentrations des espèces dissoutes.
b) Déterminer le pKa de cet acide.
c) Que vaut son degré de dissociation α ?
Réponse 2 : HA est un acide faible (CA = 0,5 mol/L).
a) Calcul des concentrations des espèces dissoutes :
On suppose HA peu dissocié : [HA] ≈ CA = 0,5 M.
pH ≤ pKa − 1 ⇒ [A−] = 10−pH = 10−2,3 = 5 × 10−3 M.
4 espèces en solution : HA, A−, H3O+, OH−.
b) Calcul du pKa :
Ka = [A−][H3O+] / [HA] ≈ (5 × 10−3)2 / 0,5 = 5 × 10−5 ⇒ pKa = −log(5 × 10−5) = 4,3.
Vérification : pH = 2,3 < pKa − 1 = 3,3 ⇒ condition validée.
c) Degré de dissociation α :
Milieu acide ⇒ [OH−] ≪ [H3O+].
α = [A−] / CA = 10−pH / CA = 10−2,3 / 0,5 = 0,01 ⇒ 1% d’ionisation.
FAQ
Q : Pourquoi l’acide est-il considéré comme faible ?
R : Un acide faible a un pKa entre 0 et 14, et ne se dissocie pas totalement dans l’eau.
Q : Comment vérifier que l’approximation [HA] ≈ CA est valable ?
R : Si pH ≤ pKa − 1, l’acide est peu dissocié et l’approximation est justifiée.
Q : Pourquoi le degré de dissociation est-il exprimé en pourcentage ?
R : Pour faciliter la compréhension, α = 0,01 correspond à 1% de dissociation.
Exercice 3
Calculer le pH du mélange suivant : 10 mL de HCl 0,1 mol/L et 20 mL de H2SO4 0,1 mol/L (sans eau).
Réponse 3 :
Équilibre de neutralité : [H3O+] = [Cl−] + 2[SO42−] + [OH−].
HCl + H2O → Cl− + H3O+ ⇒ [Cl−] = C1 = 0,033 M.
H2SO4 + 2H2O → SO42− + 2H3O+ ⇒ [SO42−] = C2 = 0,067 M.
pH = −log([H3O+]) = −log(0,033 + 2 × 0,067) = −log(0,167) = 0,78.
4 espèces en solution : Cl−, SO42−, H3O+, OH−.
FAQ
Q : Pourquoi H2SO4 libère-t-il deux protons ?
R : H2SO4 est un diacide fort, totalement dissocié en deux étapes.
Q : Comment calculer le pH d’un mélange d’acides forts ?
R : On additionne les concentrations de H3O+ provenant de chaque acide, puis on applique pH = −log([H3O+]).
Exercice 4
Calculer le pH des solutions suivantes :
a) 100 mL de KCl à 25 g/L.
b) NaF 0,1 M (pKa(HF/F−) = 3,2).
Réponse 4 :
a) KCl est un sel d’acide fort (HCl) et de base forte (KOH). Les ions K+ et Cl− sont indifférents ⇒ pH = 7.
b) NaF → Na+ + F− (base faible).
Équilibre : F− + H2O ⇌ HF + OH−.
Condition : pKb + log C = 14 − pKa + log C = 10,8 > 2 ⇒ pOH = ½(pKb − log C) = ½(10,8 − log 0,1) = 5,9.
pH = 14 − pOH = 14 − 5,9 = 8,1 > 7,5 (solution basique).
4 espèces en solution : Na+, F−, H3O+, OH−.
FAQ
Q : Pourquoi NaF est-il une base faible ?
R : F− est la base conjuguée de HF (pKa = 3,2), donc c’est une base faible.
Q : Comment calculer le pH d’une base faible ?
R : On utilise la formule pOH = ½(pKb − log C), où pKb = 14 − pKa.
Exercice 5
Calculer le pH des solutions obtenues en mélangeant des volumes égaux de solutions 0,2 M suivantes :
a) NaF + NaBO2 (pKa(HF/F−) = 3,2 et pKa(HBO2/BO2−) = 9,2).
b) HF + HCOOH (pKa(HF/F−) = 3,2 et pKa(HCOOH/HCOO−) = 4,2).
Réponse 5 :
a) Mélange de deux bases faibles (NaF et NaBO2) :
ΔpKa = 9,2 − 3,2 = 6 > 3 ⇒ le pH est imposé par la base la plus forte (BO2−).
C2 = C1 = CV / 2V = 0,1 M.
Condition : pKb2 + log C2 = 14 − 9,2 + log 0,1 = 3,8 > 2 ⇒ pOH = ½(pKb − log C2) = ½(4,8 − log 0,1) = 2,9.
pH = 14 − pOH = 14 − 2,9 = 11,1 > 7,5.
b) Mélange de deux acides faibles (HF et HCOOH) :
ΔpKa = 4,2 − 3,2 = 1 < 3 ⇒ les deux acides contribuent au pH.
[H3O+] = Ka1C1 + Ka2C2 ⇒ pH = −½log(Ka1C1 + Ka2C2).
pH = −½log(10−3,2 × 0,1 + 10−4,2 × 0,1) = −½log(0,1 × (10−3,2 + 10−4,2)) = 2,08 < 6,5.
FAQ
Q : Pourquoi le pH est-il imposé par la base la plus forte dans un mélange de bases faibles ?
R : La base la plus forte (pKa le plus élevé) domine l’équilibre et détermine le pH.
Q : Comment savoir si un mélange d’acides faibles est basique ou acide ?
R : Si ΔpKa < 3, les deux acides contribuent au pH, qui reste acide (pH < 7).
Exercice 6
Calculer le pH des solutions suivantes :
1°) Une solution molaire de sulfure d’hydrogène H2S (pKa1(H2S/HS−) = 2 et pKa2(HS−/S2−) = 7).
2°) Une solution 0,1 mol/L de sulfure de sodium NaHS (pKa1(H2S/HS−) = 2 et pKa2(HS−/S2−) = 7).
Réponse 6 :
1°) H2S est un diacide faible (ΔpKa = 7 −