Chapitre 7 • pH des solutions d'acides ou de bases. Tampons. Dosages pH-métriques
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c) CHCl 2 COOH : acide dichloroéthanoïque ; acide faible de pK A = 1,3 (K A = 5.10
–2
).
Équilibres en solution.
CHCl 2 COOH + H 2 O
H 3 O + + CHCl 2 COO –
(équilibre 2)
(H 2 O + H 2 O
H 3 O
+ + OH
– )
☛ (i) c = 10 –1 mol.L –1
Position de l’équilibre 2 ?
pK A + log c = 1,3 + log 10
–1 = 0,3
–1 < pK A + log c < 2 ⇒ acide moyennement dissocié.
[H 3 O
+ ] est la racine positive de l’équation : [H 3 O
+ ]
2 + K A [H 3 O
+ ] – K A c = 0
[H 3 O
+
]
2 + 5.10
–2 [H 3 O
+
] – 5.10
–3 = 0
soit : [H 3 O
+ ] = 5.10
–2 mol.L
–1
Vérification. [CHCl 2 COO
– ] = [H 3 O
+
] = 5.10
–2 mol.L
–1 ; donc :
: 50 % de l’acide dichloroéthanoïque est dissocié, comme le
montre l’égalité : pH = pK A (cf. § 6.5). Comme prévu : 1/11 < α < 10/11.
☛ (ii) c = 10
–3 mol.L
–1
Position de l’équilibre 2 ?
pK A + log c = 1,3 + log 10
–3 = –1,7
pK A + log c < –1 ⇒ acide presque totalement dissocié (équilibre 2 fortement déplacé dans le
sens 1).
pH ≈ –log c = –log 10 –3
soit :
d) NH 4 NO 3 : nitrate d’ammonium ; la dissolution de ce composé ionique disperse les ions
NH 4
+ et NO 3
– en solution :
NH 4 NO 3 (s)
NH 4
+ (aq) + NO 3
– (aq)
= [NO 3
– ] = c
NH 4
+ est un acide faible de pK A = 9,2 (conjugué de la base NH 3 ), et NO 3
– est indifférent (base
conjuguée de HNO 3 ).
Équilibres en solution.
NH 4
+ + H 2 O
H 3 O + + NH 3
(équilibre 3)
(H 2 O + H 2 O
H 3 O
+ + OH
– )
1
2
pH = 1,3
α =
[CHCl 2 COO
– ]
c
=
5.10
−2
10
−1
= 0,5
pH = 3
H 2 O
c
NH 4
+
1
2