15.6 Dilution d’un acide fort et d’un acide faible
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Exercice 15.6 Dilution d’un acide fort et d’un acide faible
a) Si on ajoute de l’eau dans une solution d’un acide fort, dans la nouvelle
solution,
➤ la quantité d’ions H 3 O ϩ est-elle modifiée ? Si oui, dans quel sens ?
➤ la concentration des ions H 3 O ϩ est-elle modifiée ? Si oui, dans quel sens ?
b) Les réponses à ces deux questions sont-elles les mêmes si l’on ajoute de
l’eau dans une solution d’un acide faible ?
Solution
■ Quelle différence essentielle y a-t-il entre une solution d’acide fort et une solution
d’acide faible ?
L’addition d’eau pourrait-elle, dans les deux cas ou dans l’un deux seulement, avoir un
autre effet que celui de diluer les solutions ?
a) Dans sa solution, un acide fort est totalement dissocié (␣ ϭ 1), la réaction BH ϩ H 2 O Æ B –
ϩ H 3 O ϩ étant totale (ou quasi totale). Une addition d’eau ne peut modifier ni la nature, ni la
quantité des espèces ioniques en solution, mais celles-ci se trouvent diluées dans un plus grand
volume de sorte que leur concentration n/V diminue. En particulier, [H 3 O ϩ ] diminue.
(Il est vrai que l’eau ajoutée contient des ions H 3 O ϩ , mais leur quantité est négligeable devant
celle que contient la solution acide).
b) Dans sa solution, un acide faible n’est que particulièrement dissocié (␣ < 1) car sa réaction
avec l’eau conduit à un équilibre : BH ϩ H 2 O
B – ϩ H 3 O ϩ . L’addition d’eau provoque une
dilution générale (toutes les concentrations diminuent) et un déplacement de l’équilibre dans le
sens 1, par suite de la diminution de la valeur du quotient de réaction [B – ] [H 3 O ϩ ]/[BH] qui est
la conséquence de cette dilution.
La quantité n d’ions H 3 O ϩ augmente donc, mais que peut-on dire de leur concentration n/V,
puisque le volume augmente aussi ? Aucune donnée numérique n’étant disponible, il n’est pas
possible de faire un calcul, mais il est possible de se faire une opinion sur la base d’un raisonnement purement physique, voire même du simple bon sens…
La concentration des ions H 3 O ϩ étant à l’origine de l’acidité des solutions, la question revient en
définitive à celle-ci : si on dilue une solution acide, devient-elle plus acide ou moins acide, ou
bien son acidité ne change-t-elle pas ?
La réponse ne fait pas de doute : la solution devient moins acide et l’extrapolation à une dilution infinie, qui ne peut conduire qu’à une solution neutre, le montre bien. Donc, malgré
l’augmentation de leur quantité, la concentration des ions H 3 O ϩ diminue.
Exercice 15.7 Neutralisation d’un acide faible
Pour neutraliser 1 litre d’une solution 0,1 M (*) d’acide acétique CH 3 CO 2 H
(acide faible, dont le taux de dissociation dans cette solution est seulement de
1,3 %), quelle quantité de soude faut-il utiliser :
➤ Moins de 0,1 mole ?
➤ 0,1 mole ?
➤ Plus de 0,1 mole ?
(*) 0,1 M ϭ 0,1 mol L –1
D’après R. Meyer
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Exercice 15.6 Dilution d’un acide fort et d’un acide faible
a) Si on ajoute de l’eau dans une solution d’un acide fort, dans la nouvelle
solution,
➤ la quantité d’ions H 3 O ϩ est-elle modifiée ? Si oui, dans quel sens ?
➤ la concentration des ions H 3 O ϩ est-elle modifiée ? Si oui, dans quel sens ?
b) Les réponses à ces deux questions sont-elles les mêmes si l’on ajoute de
l’eau dans une solution d’un acide faible ?
Solution
■ Quelle différence essentielle y a-t-il entre une solution d’acide fort et une solution
d’acide faible ?
L’addition d’eau pourrait-elle, dans les deux cas ou dans l’un deux seulement, avoir un
autre effet que celui de diluer les solutions ?
a) Dans sa solution, un acide fort est totalement dissocié (␣ ϭ 1), la réaction BH ϩ H 2 O Æ B –
ϩ H 3 O ϩ étant totale (ou quasi totale). Une addition d’eau ne peut modifier ni la nature, ni la
quantité des espèces ioniques en solution, mais celles-ci se trouvent diluées dans un plus grand
volume de sorte que leur concentration n/V diminue. En particulier, [H 3 O ϩ ] diminue.
(Il est vrai que l’eau ajoutée contient des ions H 3 O ϩ , mais leur quantité est négligeable devant
celle que contient la solution acide).
b) Dans sa solution, un acide faible n’est que particulièrement dissocié (␣ < 1) car sa réaction
avec l’eau conduit à un équilibre : BH ϩ H 2 O
B – ϩ H 3 O ϩ . L’addition d’eau provoque une
dilution générale (toutes les concentrations diminuent) et un déplacement de l’équilibre dans le
sens 1, par suite de la diminution de la valeur du quotient de réaction [B – ] [H 3 O ϩ ]/[BH] qui est
la conséquence de cette dilution.
La quantité n d’ions H 3 O ϩ augmente donc, mais que peut-on dire de leur concentration n/V,
puisque le volume augmente aussi ? Aucune donnée numérique n’étant disponible, il n’est pas
possible de faire un calcul, mais il est possible de se faire une opinion sur la base d’un raisonnement purement physique, voire même du simple bon sens…
La concentration des ions H 3 O ϩ étant à l’origine de l’acidité des solutions, la question revient en
définitive à celle-ci : si on dilue une solution acide, devient-elle plus acide ou moins acide, ou
bien son acidité ne change-t-elle pas ?
La réponse ne fait pas de doute : la solution devient moins acide et l’extrapolation à une dilution infinie, qui ne peut conduire qu’à une solution neutre, le montre bien. Donc, malgré
l’augmentation de leur quantité, la concentration des ions H 3 O ϩ diminue.
Exercice 15.7 Neutralisation d’un acide faible
Pour neutraliser 1 litre d’une solution 0,1 M (*) d’acide acétique CH 3 CO 2 H
(acide faible, dont le taux de dissociation dans cette solution est seulement de
1,3 %), quelle quantité de soude faut-il utiliser :
➤ Moins de 0,1 mole ?
➤ 0,1 mole ?
➤ Plus de 0,1 mole ?
(*) 0,1 M ϭ 0,1 mol L –1
D’après R. Meyer