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15 • Transformations chimiques en solution aqueuse – Réactions acidobasiques…
Solution
■ a) Pour identifier la situation dans laquelle on se trouve, il faut connaître la force de
l’acide fluorhydrique (cf. Annexe K). Que peut-on en conclure ?
HF (K a ϭ 6,6.10 –4 ; pK a ϭ 3,2) est un acide faible, et des solutions de HF ou de KF (totalement
dissocié en K ϩ et F – ) contiennent à la fois des molécules HF et des ions F – dans des proportions
déterminées par les équilibres qui s’établissent naturellement dans la solution.
Mais il s’agit ici d’une solution obtenue en dissolvant de l’acide fluorhydrique et du fluorure de
potassium ; elle contient donc aussi des molécules HF et des ions F – , mais dans des proportions
déterminées par les concentrations initiales des deux composés (à titre d’exercice complémentaire, vous pouvez d’ailleurs vérifier que le pH de 3,0 n’est ni celui d’une solution 0,3 M de HF,
qui est 1,9, ni celui d’une solution 0,3 M de KF, qui est 8,3).
Dans ces conditions, le pH de la solution est donné par la relation pH ϭ pK a ϩ log 10 ([Base]/
[Acide]), caractéristique des solutions contenant les deux membres d’un même couple acidobasique, dans des proportions quelconques.
Mais en quelles concentrations a-t-on dissous HF et KF ?
Pour résoudre ce problème à deux inconnues, on dispose de deux relations :
log 10
ϭ pH – pK a ϭ 3,0 – 3,2 ϭ – 0,2 d’où
ϭ 0,63
et
[F – ] ϩ [HF] ϭ 0,3
On en tire :
c(HF) ϭ 0,18 mol.L –1 et c(F – ) ϭ 0,12 mol.L –1 .
b) Au lieu de dissoudre à la fois de l’acide fluorhydrique et du fluorure de potassium, dans les
concentrations respectives ci-dessus dont la somme est 0,3 mol.L –1 , on peut arriver au même
résultat en neutralisant partiellement avec de la potasse une solution 0,3 M d’acide fluorhydrique. L’équation stœchiométrique de la réaction s’écrit :
HF ϩ HO – ϭ F – ϩ H 2 O
une mole de potasse consommée transforme une mole HF en une mole de F – .
Pour faire apparaître une concentration en ions F – égale à 0,12 mol.L –1 , et réduire la concentration en HF de 0,30 mol.L –1 à 0,18 mol.L –1 , il faut donc introduire dans un litre de solution 0,12
mol de potasse ; dans 200 mL de solution, pour produire le même résultat, il faut introduire
0,12 mol / 5 ϭ 0,024 mol de potasse, soit 56 g.mol –1 ϫ 0,024 mol ϭ 1,34 g de potasse.
c) Si on dissout dans la solution deux fois plus de potasse, soit 0,24 mol au lieu de 0,12 mol, on
obtiendra les concentrations suivantes :
c(HF) ϭ 0,30 mol.L –1 – 0,24 mol.L –1 ϭ 0,06 mol.L –1 et c(F – ) ϭ 0,24 mol.L –1
et le pH vaudra :
pH ϭ pK a ϩ log
ϭ 3,2 ϩ log 4 ϭ 3,8.
■ d) Quelle différence essentielle y a-t-il entre l’acide fluorhydrique et l’acide
bromhydrique ? Dans quel type de situation se trouve-t-on ?
HBr est un acide très fort (K a ϭ 1,0.10 9 ; pK a ϭ – 9) et l’ion Br – n’est pratiquement pas basique.
On se trouve dans le cas, a priori simple, de la réaction entre un acide fort et une base forte
[Ex. 15.8], dont l’équation stœchiométrique s’écrit : H 3 O ϩ ϩ HO – ϭ 2 H 2 O.
Dans une solution 0,3 M de HBr, c(H 3 O ϩ ) ϭ 0,3 mol.L –1 . Dans une solution dont le pH est 3,0
(quel que soit l’acide en solution), [H 3 O ϩ ] ϭ 1.10 –3 . Pour faire passer [H 3 O ϩ ] de la première
valeur à la seconde, il faut introduire dans un litre de solution 0,3 mol – 1.10 –3 mol ϭ 0,3 mol
F
–
[ ]
HF
[ ]
----------- -
F
–
[ ]
HF
[ ]
----------- -
F
–
[ ]
HF
[ ]
----------- -
15 • Transformations chimiques en solution aqueuse – Réactions acidobasiques…
Solution
■ a) Pour identifier la situation dans laquelle on se trouve, il faut connaître la force de
l’acide fluorhydrique (cf. Annexe K). Que peut-on en conclure ?
HF (K a ϭ 6,6.10 –4 ; pK a ϭ 3,2) est un acide faible, et des solutions de HF ou de KF (totalement
dissocié en K ϩ et F – ) contiennent à la fois des molécules HF et des ions F – dans des proportions
déterminées par les équilibres qui s’établissent naturellement dans la solution.
Mais il s’agit ici d’une solution obtenue en dissolvant de l’acide fluorhydrique et du fluorure de
potassium ; elle contient donc aussi des molécules HF et des ions F – , mais dans des proportions
déterminées par les concentrations initiales des deux composés (à titre d’exercice complémentaire, vous pouvez d’ailleurs vérifier que le pH de 3,0 n’est ni celui d’une solution 0,3 M de HF,
qui est 1,9, ni celui d’une solution 0,3 M de KF, qui est 8,3).
Dans ces conditions, le pH de la solution est donné par la relation pH ϭ pK a ϩ log 10 ([Base]/
[Acide]), caractéristique des solutions contenant les deux membres d’un même couple acidobasique, dans des proportions quelconques.
Mais en quelles concentrations a-t-on dissous HF et KF ?
Pour résoudre ce problème à deux inconnues, on dispose de deux relations :
log 10
ϭ pH – pK a ϭ 3,0 – 3,2 ϭ – 0,2 d’où
ϭ 0,63
et
[F – ] ϩ [HF] ϭ 0,3
On en tire :
c(HF) ϭ 0,18 mol.L –1 et c(F – ) ϭ 0,12 mol.L –1 .
b) Au lieu de dissoudre à la fois de l’acide fluorhydrique et du fluorure de potassium, dans les
concentrations respectives ci-dessus dont la somme est 0,3 mol.L –1 , on peut arriver au même
résultat en neutralisant partiellement avec de la potasse une solution 0,3 M d’acide fluorhydrique. L’équation stœchiométrique de la réaction s’écrit :
HF ϩ HO – ϭ F – ϩ H 2 O
une mole de potasse consommée transforme une mole HF en une mole de F – .
Pour faire apparaître une concentration en ions F – égale à 0,12 mol.L –1 , et réduire la concentration en HF de 0,30 mol.L –1 à 0,18 mol.L –1 , il faut donc introduire dans un litre de solution 0,12
mol de potasse ; dans 200 mL de solution, pour produire le même résultat, il faut introduire
0,12 mol / 5 ϭ 0,024 mol de potasse, soit 56 g.mol –1 ϫ 0,024 mol ϭ 1,34 g de potasse.
c) Si on dissout dans la solution deux fois plus de potasse, soit 0,24 mol au lieu de 0,12 mol, on
obtiendra les concentrations suivantes :
c(HF) ϭ 0,30 mol.L –1 – 0,24 mol.L –1 ϭ 0,06 mol.L –1 et c(F – ) ϭ 0,24 mol.L –1
et le pH vaudra :
pH ϭ pK a ϩ log
ϭ 3,2 ϩ log 4 ϭ 3,8.
■ d) Quelle différence essentielle y a-t-il entre l’acide fluorhydrique et l’acide
bromhydrique ? Dans quel type de situation se trouve-t-on ?
HBr est un acide très fort (K a ϭ 1,0.10 9 ; pK a ϭ – 9) et l’ion Br – n’est pratiquement pas basique.
On se trouve dans le cas, a priori simple, de la réaction entre un acide fort et une base forte
[Ex. 15.8], dont l’équation stœchiométrique s’écrit : H 3 O ϩ ϩ HO – ϭ 2 H 2 O.
Dans une solution 0,3 M de HBr, c(H 3 O ϩ ) ϭ 0,3 mol.L –1 . Dans une solution dont le pH est 3,0
(quel que soit l’acide en solution), [H 3 O ϩ ] ϭ 1.10 –3 . Pour faire passer [H 3 O ϩ ] de la première
valeur à la seconde, il faut introduire dans un litre de solution 0,3 mol – 1.10 –3 mol ϭ 0,3 mol
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