T J
O
c =3
Q
t H
O
f N J
X I
03
>.
Q .
O
U
Vérifions les deux hypothèses pennettant ce calcul :
- Les ions OH“provenant de l’autoprotolyse de l’eau sont négligés, ce qui correspond à un pH
supérieur à 7,5. C ’est bien le cas ici puisque le pH calculé vaut 8,2.
- La base est faiblement protonée, soit [HCOO“] > 10 [HCOOH], soit, d’après la relation de
Henderson Hasselbach : pH > p^ + 1. Cette hypothèse est vérifiée puisque pH = 8,2 > 3,4 + 1
= 4,4.
HCl est un acide fort dans l ’eau et HCOO“ une base faible, on a donc la réaction acide/base
suivante entre l ’acide fort et la base faible :
H 0"^+ HCOO“ ^ HCOOH + H O de constante d’équilibre.
K =
[HCOOH].
= — - 10^ - ^^
La valeur de la constante d’équilibre montre que la réaction peut être considérée comme quasi
totale :
H30^+ HCOO- ^ HCOOH + H,0
Initialement, en notant le volume de chaque solution (volume total final = 2V|) ;
- le nombre de moles d’acide HCl est : 0,2 x ;
- le nombre de moles de base faible HCOO“ est 0,1 x V^.
La base faible HCOO“ est en défaut par rapport à l’acide : elle est donc complètement consommée
en fin de réaction.
En fin de réaction, il reste de l ’acide en excès. Le nombre de moles d’acide à l ’équilibre vaut :
^finale
^initial
^^HCOO" ^initial
“ “
= 0 ,2 x F |-0 ,lxf^
La concentration en acide est :
0, 2 x F j - 0,lx L ,
.'f in a le
2 x V ,
S o it:[H 3 0 n ,,=
D’o ù :[H 3 0 "l
2 xL,
0, 2 x K - 0,lx K 0,1
fin a le
--------------- 1:^:111^0,05 mol-L"'
2 XK
2
La solution contient donc un acide fort, qui impose le pH de la solution. On utilise la relation
approchée pour le calcul du pH d’une solution d’acide fort, en supposant que les ions
H30' " provenant de l’autoprotolyse de l’eau peuvent être négligés devant ceux provenant de
l’acide fort (pH < 6,5) :
pH = -lo g C = -log(0,05) = 1,3
Le pH calculé est inférieur à 6,5, ce qui permet de valider l’utilisation de la relation approchée.
7.6 On souhaite préparer une solution tampon de pH = 7,0. Une solution tampon est, par
définition, une solution dont le pH varie peu par dilution modérée ou suite à l’ajout modéré
d’acide fort ou de base forte. Elle est constituée d’un acide faible et de sa base conjuguée.
La zone tampon, pour un couple acide/base conjugués donné, est comprise dans le domaine de
pH : p K ^ - 1
C o u p le
pKa
Zone tam pon
CH 3C O O H /C H 3C OO
4,8
3 ,8 -5 , 8
HPO^^VPO^^12 ,0
1 1 ,0 -1 3 ,0
H ,PO ,-/H PO ,27,2
6 ,2-8 ,2
H3P O y H 2 PO,2,2
1,2 -3 ,2
495
O
c =3
Q
t H
O
f N J
X I
03
>.
Q .
O
U
Vérifions les deux hypothèses pennettant ce calcul :
- Les ions OH“provenant de l’autoprotolyse de l’eau sont négligés, ce qui correspond à un pH
supérieur à 7,5. C ’est bien le cas ici puisque le pH calculé vaut 8,2.
- La base est faiblement protonée, soit [HCOO“] > 10 [HCOOH], soit, d’après la relation de
Henderson Hasselbach : pH > p^ + 1. Cette hypothèse est vérifiée puisque pH = 8,2 > 3,4 + 1
= 4,4.
HCl est un acide fort dans l ’eau et HCOO“ une base faible, on a donc la réaction acide/base
suivante entre l ’acide fort et la base faible :
H 0"^+ HCOO“ ^ HCOOH + H O de constante d’équilibre.
K =
[HCOOH].
= — - 10^ - ^^
La valeur de la constante d’équilibre montre que la réaction peut être considérée comme quasi
totale :
H30^+ HCOO- ^ HCOOH + H,0
Initialement, en notant le volume de chaque solution (volume total final = 2V|) ;
- le nombre de moles d’acide HCl est : 0,2 x ;
- le nombre de moles de base faible HCOO“ est 0,1 x V^.
La base faible HCOO“ est en défaut par rapport à l’acide : elle est donc complètement consommée
en fin de réaction.
En fin de réaction, il reste de l ’acide en excès. Le nombre de moles d’acide à l ’équilibre vaut :
^finale
^initial
^^HCOO" ^initial
“ “
= 0 ,2 x F |-0 ,lxf^
La concentration en acide est :
0, 2 x F j - 0,lx L ,
.'f in a le
2 x V ,
S o it:[H 3 0 n ,,=
D’o ù :[H 3 0 "l
2 xL,
0, 2 x K - 0,lx K 0,1
fin a le
--------------- 1:^:111^0,05 mol-L"'
2 XK
2
La solution contient donc un acide fort, qui impose le pH de la solution. On utilise la relation
approchée pour le calcul du pH d’une solution d’acide fort, en supposant que les ions
H30' " provenant de l’autoprotolyse de l’eau peuvent être négligés devant ceux provenant de
l’acide fort (pH < 6,5) :
pH = -lo g C = -log(0,05) = 1,3
Le pH calculé est inférieur à 6,5, ce qui permet de valider l’utilisation de la relation approchée.
7.6 On souhaite préparer une solution tampon de pH = 7,0. Une solution tampon est, par
définition, une solution dont le pH varie peu par dilution modérée ou suite à l’ajout modéré
d’acide fort ou de base forte. Elle est constituée d’un acide faible et de sa base conjuguée.
La zone tampon, pour un couple acide/base conjugués donné, est comprise dans le domaine de
pH : p K ^ - 1
C o u p le
pKa
Zone tam pon
CH 3C O O H /C H 3C OO
4,8
3 ,8 -5 , 8
HPO^^VPO^^12 ,0
1 1 ,0 -1 3 ,0
H ,PO ,-/H PO ,27,2
6 ,2-8 ,2
H3P O y H 2 PO,2,2
1,2 -3 ,2
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