T J
O
c
D
û
«JD
t H
O
fNJ
JZ
OJ
>- Q.
O
U
b) L’acide chlorhydrique est un acide fort dans l’eau ; il se dissocie totalement dans l’eau selon :
Dans ce cas, la concentration en H^O'^est de 10"^ mol • L"', on peut donc utiliser la relation
approchée pour le calcul d’une solution d’acide fort, en faisant l ’hypothèse que les protons
proviennent majoritairement de la dissociation de l ’acide, en négligeant ceux provenant de
l’autoprotolyse de l’eau, ce qui correspond à un pH inférieur à 6,5 :
pH = -lo g C = -log(10--) = 2
Le pH étant inférieur à 6,5, l’hypothèse de calcul est vérifiée. La solution d’acide chlorhydrique
à 10'“ mol • L“' a donc un pH égal à 2.
c) L’acide fluorhydrique HF possède un pK^ de 3,2 ; HF est donc un acide faible dans l’eau.
HF + H p ^ H3O ++FSa concentration est élevée, à 0,1 mol x L“'. Nous utilisons dans ce cas la relation approchée du
calcul du pH d’une solution d’acide faible, en faisant l’hypothèse que le les protons provenant
de l’autoprotolyse de l ’eau sont négligeables devant ceux provenant de la dissociation de l ’acide
(pH < 6,5) et en supposant que la dissociation de l’acide est faible (pH < pA'^,- 1 = 2,2) :
pH=i(pi:„-iog[HF],)
pH=^(3,2-logO,l) = ^(4,2) = 2,l
Le pH calculé à l’aide de la relation approchée est bien inférieur à 2,2, les deux hypothèses de
calcul sont donc vérifiées.
d) L’acétate de sodium CH^COONa est dissocié dans l’eau en Na^et CH^COO“. Les ions Na'^sont
indifférents du point de vue acido-basique. Le pK^ du couple CH^COOH/ CH^COO“ vaut 4,7.
L’acétate CH^COO'est une base faible dans l’eau.
CH r o o - + R O
C H 3 C O O H + O H - .
La concentration de la base faible est élevée ( 10“' mol x L“‘), nous allons donc utiliser la relation
approchée permettant de calculer le pH d’une solution de base faible, en faisant l’hypothèse que
les ions O R provenant de l’autoprotolyse de l’eau sont négligeables (pH > 7,5) et que l ’acétate
est faiblement protonée (pH > p^T,+ 1 = 4,7 + 1 = 5,7) :
pH = 1 (14 + pa:, + logiCHjCoo-]).
Soit : pH = ^(14 + p/:, + log[CH;COO ]) = |( I4 + 4,7 + logü,I) = 8,85
Le pH calculé est supérieur à 7,5 puisque le pH calculé vaut 8,85. Les deux hypothèses de calcul
sont bien vérifiées.
7.3 Le taux de déprotonation d’un acide, noté a , est défini comme le rapport entre le nombre de
moles d’acide dissocié et le nombre de moles d’acide initial, soit :
[NN3]^
a = [ N H /l
soit [NH3L =oc[NH, ],
À l’équilibre :
=a[NH4’ ]. .
En utilisant la conservation de la matière : [N H /jj =[NH3]^. q +[NH/]^q.
donc : [NH3],^ =[N H /], -[N H /],^ -[N H /],(1 - a ) .
En utilisant F électroneutralité : [H30’’]^q +[NH/]^^ = [0 ^ “].^ +[01“]^^ .
Les ions hydroxydes peuvent être négligés, la solution étant acide : [H30’^]^q +[NH/].q =[CF]éq,
d’où [H30’-]. =[C1-],^ -[ N H / L = m : i -[ N H /] ,( l-a ) = a [N H /],.
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b) L’acide chlorhydrique est un acide fort dans l’eau ; il se dissocie totalement dans l’eau selon :
Dans ce cas, la concentration en H^O'^est de 10"^ mol • L"', on peut donc utiliser la relation
approchée pour le calcul d’une solution d’acide fort, en faisant l ’hypothèse que les protons
proviennent majoritairement de la dissociation de l ’acide, en négligeant ceux provenant de
l’autoprotolyse de l’eau, ce qui correspond à un pH inférieur à 6,5 :
pH = -lo g C = -log(10--) = 2
Le pH étant inférieur à 6,5, l’hypothèse de calcul est vérifiée. La solution d’acide chlorhydrique
à 10'“ mol • L“' a donc un pH égal à 2.
c) L’acide fluorhydrique HF possède un pK^ de 3,2 ; HF est donc un acide faible dans l’eau.
HF + H p ^ H3O ++FSa concentration est élevée, à 0,1 mol x L“'. Nous utilisons dans ce cas la relation approchée du
calcul du pH d’une solution d’acide faible, en faisant l’hypothèse que le les protons provenant
de l’autoprotolyse de l ’eau sont négligeables devant ceux provenant de la dissociation de l ’acide
(pH < 6,5) et en supposant que la dissociation de l’acide est faible (pH < pA'^,- 1 = 2,2) :
pH=i(pi:„-iog[HF],)
pH=^(3,2-logO,l) = ^(4,2) = 2,l
Le pH calculé à l’aide de la relation approchée est bien inférieur à 2,2, les deux hypothèses de
calcul sont donc vérifiées.
d) L’acétate de sodium CH^COONa est dissocié dans l’eau en Na^et CH^COO“. Les ions Na'^sont
indifférents du point de vue acido-basique. Le pK^ du couple CH^COOH/ CH^COO“ vaut 4,7.
L’acétate CH^COO'est une base faible dans l’eau.
CH r o o - + R O
C H 3 C O O H + O H - .
La concentration de la base faible est élevée ( 10“' mol x L“‘), nous allons donc utiliser la relation
approchée permettant de calculer le pH d’une solution de base faible, en faisant l’hypothèse que
les ions O R provenant de l’autoprotolyse de l’eau sont négligeables (pH > 7,5) et que l ’acétate
est faiblement protonée (pH > p^T,+ 1 = 4,7 + 1 = 5,7) :
pH = 1 (14 + pa:, + logiCHjCoo-]).
Soit : pH = ^(14 + p/:, + log[CH;COO ]) = |( I4 + 4,7 + logü,I) = 8,85
Le pH calculé est supérieur à 7,5 puisque le pH calculé vaut 8,85. Les deux hypothèses de calcul
sont bien vérifiées.
7.3 Le taux de déprotonation d’un acide, noté a , est défini comme le rapport entre le nombre de
moles d’acide dissocié et le nombre de moles d’acide initial, soit :
[NN3]^
a = [ N H /l
soit [NH3L =oc[NH, ],
À l’équilibre :
=a[NH4’ ]. .
En utilisant la conservation de la matière : [N H /jj =[NH3]^. q +[NH/]^q.
donc : [NH3],^ =[N H /], -[N H /],^ -[N H /],(1 - a ) .
En utilisant F électroneutralité : [H30’’]^q +[NH/]^^ = [0 ^ “].^ +[01“]^^ .
Les ions hydroxydes peuvent être négligés, la solution étant acide : [H30’^]^q +[NH/].q =[CF]éq,
d’où [H30’-]. =[C1-],^ -[ N H / L = m : i -[ N H /] ,( l-a ) = a [N H /],.
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