15.9 PH d’une solution d’acides et de bases forts
227
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Peut-on en conclure que, pour ramener la concentration des ions H 3 O ϩ de 0,1 mol. L –1 , il faut
ajouter à un litre de solution acide 6,8.10 –2 mol de soude, quantité contenue dans 0,68 litre de sa
solution ?
L’addition de la solution de soude dans la solution acide fait augmenter le pH pour deux raisons :
la neutralisation partielle des ions H 3 O ϩ et l’augmentation du volume de la solution, qui produit
un effet de dilution (l’addition d’eau pure ferait de même).
Si l’on ajoute 0,68 L de soude (soit 6,8.10 –2 mol d’ions HO – ) dans un litre de solution acide, il
reste en solution 3,2.10 –2 mol d’ions H 3 O ϩ , non pas dans 1 litre mais dans 1 L ϩ 0,68 L ϭ
1,68 L, d’où c(H 3 O ϩ ) ϭ 3,2.10 –2 mol / 1,68 L ϭ 1,9.10 –2 mol.L –1 et le pH vaut 1,7.
Pour amener le pH à 1,5, il faut donc ajouter moins de soude. Comment calculer la quantité
nécessaire ?
Si on ajoute x litre de soude 0,1 M dans 1 litre d’acide 0,1 M, la quantité de soude ajoutée est 0,1
mol.L –1 ϫ x et il reste la quantité [0,1 mol – 0,1 mol (x/L)] d’ions H 3 O ϩ dans la solution
obtenue, dont le volume est 1 L ϩ x.
On peut donc écrire :
c(H 3 O ϩ ) ϭ
ϭ 3,2.10 –2 mol.L –1
d’où l’on tire x ϭ 0,52 L. Compte tenu de l’effet de dilution, il suffit de 0,52 L de soude (et non
0,68 L) pour élever le pH à 1,5.
Exercice 15.9 PH d’une solution d’acides et de bases forts
Quel est le pH final de la solution obtenue en ajoutant successivement à
50 mL d’une solution 0,1 M d’acide bromhydrique HBr :
1) 20 mL d’une solution de soude 0,2 M,
2) 200 mL d’eau pure,
3) 100 mL d’une solution 0,05 M d’acide perchlorique HClO 4,
4) 130 mL d’une solution 0,5 M de nitrate de potassium KNO 3 ,
5) 1 g de potasse KOH solide.
Solution
Faisons d’abord le point sur les composés introduits successivement dans la solution et leurs
caractéristiques acidobasiques :
• HBr (pK a ϭ – 9) et HClO 4 (pK a ϭ – 8) sont des acides très forts, totalement dissociés dans
leurs solutions, où c(H 3 O ϩ ) est donc égal à la concentration molaire initiale en acide.
• NaOH est totalement dissociée dans ses solutions en Na ϩ et HO – ; c(HO – ) y est donc égal à la
concentration molaire initiale en soude.
• KOH se dissocie totalement en K ϩ et HO – en se dissolvant dans l’eau ; sa mise en solution
produit donc une quantité d’ions HO – égale à la quantité de KOH dissoute.
• KNO 3 se dissocie en solution en K ϩ et NO 3
– , K ϩ n’est ni basique ni acide, et NO 3
– est une
base extrêmement faible, pratiquement sans interaction avec l’eau (puisque HNO 3 est un acide
très fort).
La mise en présence au sein de la même solution d’ions antagonistes H 3 O ϩ et HO – donne lieu à
la réaction H 3 O ϩ ϩ HO – Æ 2 H 2 O, qui consomme totalement celui des deux réactifs qui est
éventuellement en défaut par rapport à l’autre.
n
V
--0,1 mol.L
–1 0,1 mol.L
–1 x
–
1 L x
+
----------------------------------------------------------------=
227
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Peut-on en conclure que, pour ramener la concentration des ions H 3 O ϩ de 0,1 mol. L –1 , il faut
ajouter à un litre de solution acide 6,8.10 –2 mol de soude, quantité contenue dans 0,68 litre de sa
solution ?
L’addition de la solution de soude dans la solution acide fait augmenter le pH pour deux raisons :
la neutralisation partielle des ions H 3 O ϩ et l’augmentation du volume de la solution, qui produit
un effet de dilution (l’addition d’eau pure ferait de même).
Si l’on ajoute 0,68 L de soude (soit 6,8.10 –2 mol d’ions HO – ) dans un litre de solution acide, il
reste en solution 3,2.10 –2 mol d’ions H 3 O ϩ , non pas dans 1 litre mais dans 1 L ϩ 0,68 L ϭ
1,68 L, d’où c(H 3 O ϩ ) ϭ 3,2.10 –2 mol / 1,68 L ϭ 1,9.10 –2 mol.L –1 et le pH vaut 1,7.
Pour amener le pH à 1,5, il faut donc ajouter moins de soude. Comment calculer la quantité
nécessaire ?
Si on ajoute x litre de soude 0,1 M dans 1 litre d’acide 0,1 M, la quantité de soude ajoutée est 0,1
mol.L –1 ϫ x et il reste la quantité [0,1 mol – 0,1 mol (x/L)] d’ions H 3 O ϩ dans la solution
obtenue, dont le volume est 1 L ϩ x.
On peut donc écrire :
c(H 3 O ϩ ) ϭ
ϭ 3,2.10 –2 mol.L –1
d’où l’on tire x ϭ 0,52 L. Compte tenu de l’effet de dilution, il suffit de 0,52 L de soude (et non
0,68 L) pour élever le pH à 1,5.
Exercice 15.9 PH d’une solution d’acides et de bases forts
Quel est le pH final de la solution obtenue en ajoutant successivement à
50 mL d’une solution 0,1 M d’acide bromhydrique HBr :
1) 20 mL d’une solution de soude 0,2 M,
2) 200 mL d’eau pure,
3) 100 mL d’une solution 0,05 M d’acide perchlorique HClO 4,
4) 130 mL d’une solution 0,5 M de nitrate de potassium KNO 3 ,
5) 1 g de potasse KOH solide.
Solution
Faisons d’abord le point sur les composés introduits successivement dans la solution et leurs
caractéristiques acidobasiques :
• HBr (pK a ϭ – 9) et HClO 4 (pK a ϭ – 8) sont des acides très forts, totalement dissociés dans
leurs solutions, où c(H 3 O ϩ ) est donc égal à la concentration molaire initiale en acide.
• NaOH est totalement dissociée dans ses solutions en Na ϩ et HO – ; c(HO – ) y est donc égal à la
concentration molaire initiale en soude.
• KOH se dissocie totalement en K ϩ et HO – en se dissolvant dans l’eau ; sa mise en solution
produit donc une quantité d’ions HO – égale à la quantité de KOH dissoute.
• KNO 3 se dissocie en solution en K ϩ et NO 3
– , K ϩ n’est ni basique ni acide, et NO 3
– est une
base extrêmement faible, pratiquement sans interaction avec l’eau (puisque HNO 3 est un acide
très fort).
La mise en présence au sein de la même solution d’ions antagonistes H 3 O ϩ et HO – donne lieu à
la réaction H 3 O ϩ ϩ HO – Æ 2 H 2 O, qui consomme totalement celui des deux réactifs qui est
éventuellement en défaut par rapport à l’autre.
n
V
--0,1 mol.L
–1 0,1 mol.L
–1 x
–
1 L x
+
----------------------------------------------------------------=