Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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Les solutions de pH < 7 sont acides, les solutions de pH > 7 sont basiques.
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 6.2
Les formules : K e = [H 3 O
+ ] × [OH
– ] = 10
–14 ; pH = –log 10 [H 3 O
+ ] ; [H 3 O
+
] = 10
–pH .
En chimie des solutions, on doit maîtriser les calculs avec les puissances de 10.
6.3** Calculer un pH en milieu salin
Dans la solution :
c HCl = 0,05 mol.L
–1 et c NaCl = 0,05 mol.L
–1
Sachant que :
HCl (g) + H 2 O (l) → H 3 O + (aq) + Cl – (aq)
NaCl (s)
Na + (aq) + Cl – (aq)
les concentrations des ions en solution sont :
[H 3 O
+
] = [Na
+
] = 0,05 mol.L
–1
[Cl
– ] = 0,1 mol.L
–1
Les concentrations ioniques sont trop élevées pour que la formule approchée : pH = –log 10 [H 3 O
+
]
soit valide. La formulation correcte à utiliser est :
pH = –log 10
avec :
=
[H 3 O + ]
où
est l’activité, et
le cœfficient d’activité, des ions H 3 O
+ .
La théorie de Debye et Hückel permet de calculer
(cf. CG/CS § 2.5). La formulation de
dépend de la valeur de la force ionique I de la solution :
[H 3 O
+ ]
[OH
– ]
pH
pH
[H 3 O
+ ]
[OH
– ]
10
–5
10
–9
5
1,53
2,95.10
–2
3,39.10
–13
2,0.10 –2
5,0.10 –13
1,7
4,2
6,31.10 –5
1,58.10 –10
6,08.10
–6
1,64.10
–9
5,2
6,0
10
–6
10
–8
5. 10
–9
2.10
–6
8,3
5,7
2.10
–6
5. 10
–9
10 –10
10 –4
10
10,2
6,31.10 –11
1,59.10 –4
3,32.10
–13
3,01.10
–2
12,5
2,15
7,08.10
–3
1,41.10
–12
2,38.10
–6
0,42.10
–8
5,6
8,9
1,26.10
–9
7,94.10
–6
1,2.10
–12
0,0083
11,9
11,4
4.10
–12
2,5.10
–3
Toutes les concentrations sont en mol.L
–1
.
H 2 O
a H 3 O
+
a H 3 O
+
γ H 3 O
+
a H 3 O
+
γ H 3 O
+
γ H 3 O
+
γ H 3 O
+
I =
1
2
c i
i
z i
2
∑