Les pH des solutions aqueuses.
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Plan de la leçon
:
I.Prérequis.
II.Définition du pH. Rappels.
III.Le pH des solutions aqueuses simples.
VI.Indicateurs colorés acidobasiques.
VII.Autres méthodes de détermination d’ un point équivalent, la conductimétrie.
Cette leçon est le complément de la leçon 14 sur les acides et les bases. Elle fait aussi appel aux connaissances de la leçon 11 sur l’ eau, un corps composé.
I. Prérequis: leçon 11 (solvant eau), leçon 14 (acides et bases).
Physique : notion de résistance électrique, de différence de potentiel
II. Définition
du pH. Rappels.
La définition du pH d’ une solution aqueuse a été vue lors de la leçon 11, sur un corps composé, l’ eau, en l’ occurrence.
pH = - log [H3O+].
Elle repose sur l’ existence, pour toute solution aqueuse, d’ un équilibre, appelé « équilibre d’ autoprotolyse », de constante d’ équilibre Ke, égale à 10-14 à 25°C.
Ke = [H3O+].[OH-].
Cette définition du pH a été introduite par le Danois SORENSEN en 1909.
III. Le pH des
solutions simples.
III.A. Le pH des solutions aqueuses d’ acides forts.
On a vu qu’ un acide fort était un acide complètement dissocié dans l’ eau.
C’ est le cas, notamment,du chlorure d’ hydrogène, gaz de formule HCl, fortement miscible à l’ eau, et dont la solution aqueuse est appelée « acide chlorhydrique ».
HCl + H2O = H3O+ + Cl-.
Comment calculer le pH d’ une telle solution, sachant qu’ on a dissous une quantité de chlorure d’ hydrogène égale à C mol.L-1?
La méthode est la suivante :
A. On écrit tout d’a bord l’ équation dite de conservation de la matière.
C = [HCl]non dissocié + [HCl]dissocié.
Comme le chlorure d’ hydrogène est complètement dissocié, le terme [HCl]non dissocié est égal à 0.
Le terme [HCl]dissocié correspond à la concentration des ions chlorure, [Cl-], libérés par la réaction de dissolution du chlorure d’ hydrogène.
B. On écrit ensuite l’ équation d’ électroneutralité de la solution.
On a vu qu’ il était impossible d’ avoir un quelconque excès de charge électrique dans un milieu réel : la matière est électriquement neutre dans sa globalité, les charges positives compensant toujours les charges négatives.
Il faut connaître les ions présents dans la solution, qu’ importe leur concentration.
Ces ions sont les ions hydronium, H3O+, chlorure, Cl-, et enfin hydroxyde, OH-.
Ces ions peuvent être présents à une concentration très minoritaire. C’ est le cas, dans l’ exemple qui est pris, des ions hydroxyde.
On écrira, de façon pour l’ instant très simplifiée, que la somme des concentrations des espèces positives est égale à la somme des concentrations des espèces négatives :
[H3O+] = [OH-] + [Cl-].
Comme le pH d’ une solution acide est… acide, on en déduit que la concentration des ions hydroxyde est minoritaire devant celle des ions hydronium.
Par conséquent, l’ équation précédente devient :
[H3O+] = [Cl-].
Comme la concentration des ions chlorure est connue, puisqu’ elle est égale àC mol.L-1, on en déduit que
[H3O+] = C.
On conclut en prenant le logarithme décimal de la concentration des ions hydronium :
pH = - log [H3O+] = -log C.
Application numérique :
On demande la valeur du pH d’ une solution aqueuse d’ acide chlorhydrique de concentration C = 10-3 mol.L-1.
Le pH de la solution est égal à –log10-3, soit 3.
III.B. Le pH des solutions aqueuses de bases fortes.
L’ exemple est fourni par l’ hydroxyde de sodium, plus communément appelé « soude », de formule NaOH, ou par l’ hydroxyde potassium, la « potasse », de formule KOH.
La dissolution de ces cristaux dans l’ eau est une réaction totale.
NaOH ®
Na+ + OH-.
KOH ®
K+ + OH-.
Comment calculer le pH d’ une telle solution, sachant qu’ on a dissous C moles de ces cristaux dans 1 L d’ eau? On prendra l’ exemple de la soude.
On écrira là aussi deux équations fondamentales, l’ équation de conservation de la matière et l’ équation d’ électroneutralité.
Conservation de la matière :
C = [NaOH]non dissocié + [NaOH]dissocié.
[Na+] + [H3O+]
= [OH-].
[Na+] = [OH-].
C = [OH-].
Ke = [H3O+].[OH-].
On en déduit que [OH-] = .
D’ où : C = .
D’ où l’ on tire que [H3O+] = .
pH = -log[H3O+].
pH = pKe + logC.
pH = 14 + log C.
pH = 14 + log10-1.
CH3CO2H
+ H20 = H3O+ + CH3CO2-.
Ka = .
pKa = - logKa.
C = [CH3CO2H]non dissocié + [CH3CO2H]dissocié.
C = [CH3CO2H]
+ [CH3CO2-].
[CH3CO2-]
+ [OH-] = [H3O+].
[CH3CO2-]
= [H3O+].
C = [CH3CO2H]
+ [H3O+].
[CH3CO2H]
= C - [H3O+].
Ka = .
Ka= .
h2 +Ka.h –C.Ka = 0.
h2 + 1,78.10-5.h – 1,78.10-6 = 0.
h1 = 1,325.10-3.
h2 = - 1,34.10-3.
pH =-logh1
= -log1,325.10-3 = 2,88.
H3O+
+ Cl- + Na+ + OH- ®
Na+ + Cl- + 2 H2O.
Ca.Va = Cb.Ve.
Ca =
Ca = 0,035 mol.L-1.
CH3CO2H
+ Na+ + OH- ®
Na+ + CH3CO2- +H2O.
Ca.Va = Cb.Ve.
Ca =
Ca = 0,035 mol.L-1.
CH3CO2- + H2O = CH3CO2H + OH-.
HIn + H2O = H3O+ + In-.
Ka =
R= r..