I. Solutions aqueuse d’acide fort : l’acide chlorhydrique (HCl)
1. Le chlorure de sodium
Le chlorure d’hydrogène est constitué uniquement de molécule HCl. La molécule de chlorure d’hydrogène a une structure d’un dipôle elle est donc soluble dans l’eau et la solution conduit le courant électrique car elle contient des ions H3O+ et Cl-.
La solution de chlorure d’hydrogène dans l’eau possède trois propriétés remarquables :
a.Le chlorure d’hydrogène est très soluble dans l’eau.
b.La mise en solution est très rapide
c.La mise en solution est très exothermique
La solvatation de la molécule de chlorure d’hydrogène en solution aqueuse :
HCl + H2O → Cl- + H3O+
2.Test au nitrate d’argent
Lorsqu’on fait réagir une solution de nitrate d’argent (Ag+, NO3-) avec une solution de chlorure d’hydrogène il se forme un précipité blanc de chlorure d’argent AgCl ce qui met en évidence la présence des ions Cl-.
3. Test au papier pH
La solution de chlorure d’hydrogène rosit le papier pH ce qui met en évidence les ions H3O+.
4. Les espèces chimiques présentes dans la solution de chlorure d’hydrogène
On a : H2O ; H3O+ ; OH- ; Cl- et HCl (si la réaction n’est pas totale)
Si HCl est un acide fort, alors son caractère ionique est total.
Montrons que la réaction de HCl avec l’eau est totale.
Considérons une solution d’acide chlorhydrique de concentration Ca = 10–² mol.L-1 et de pH = 2.
Déterminons la concentration de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution.
♦Méthode générale de résolution
– Définition du pH
On a : [H3O+] = 10-pH = 10-2 mol.L-1
– Le produit ionique de l’eau
[OH-] = Ke/ [H3O+] = 10-12 mol.L-1
On néglige [OH-] devant [H3O+]
– Electroneutralité de la solution
[H3O+] = [OH-] + [Cl-] or [OH-] << [H3O+] donc [H3O+] = [Cl-] = 10-2 mol.L-1
– Conservation de la matière
nHCl(introduit) = + n HCl(restant) ; divisons cette relation par V, on a : Ca = [Cl-] + [HCl]restant → [HCl]restant = Ca – [Cl-] = 0
Conclusion
Dans une solution d’acide chlorhydrique il n’y a pas de matière HCl.
On a alors pH = – log[HCl] = – logCa (cette relation est valable si 10-6 mol.L-1 ≤ Ca ≤ 10-2 mol.L-1)
Remarques
Dans une solution aqueuse on pourra négliger dans une somme de concentration des ions OH- devant la concentration des ions H3O+ si le pH≤ 6
On pourra négliger dans une somme de concentration des ions H3O+ devant la concentration des ions OH- si le pH ≤ 8
5. Définition d’un acide fort
Un acide fort est une substance chimique qui réagit avec l’eau en produisant les ions H3O+ au cours d’une réaction totale.
Un monoacide fort est une espèce chimique qui réagit totale avec eau en libérant une mole d’ions H3O+ par mole de soluté introduite.
Exemples de monoacides forts
Un diacide fort est une espèce chimique qui réagit totale avec eau en libérant deux moles d’ions H3O+ par mole de soluté introduite.
H2SO4 + H2O → 2 H3O+ + SO42-
Dans ce cas on a pH = – log2Ca.
6. Dilution d’une solution d’acide fort
One solution d’acide chlorhydrique a pour volume V1 = 10-2L et pour concentration C1 = 10-3mol.L-1.
1. Quel est le pH de cette solution ?
2. On dilue cette solution 10 fois.
a. Quel volume d’eau faut – il ajouter ?
b. Quelle est la concentration C2 de la nouvelle solution ?
c. Quel est son pH ?
Réponse
1. La solution d’acide chlorhydrique est une solution d’acide fort donc pH1 = – logC1 = 3
2.
a.Le volume d’eau
Vi = V1 Vf = V1 + Ve = V2 N = 10 (facteur de dilution)
On a alors Ve = V1(N – 1) = 9 V1 = 9.10-2L.
b.La concentration C2
La conservation de la quantité de matière : C1V1 = C2V2 et V2 = 10V1
C2 = C1V1 /V2 = C1/10 = 0,0004 mol.L-1.
c. pH2 = -logC2 = -log C1/10 = -logC1 + 1 = 4
Conclusion :
Quand on dilue une solution d’acide fort son pH augmente.
Quand on dilue 10 fois le pH augmente de 1
Quand on dilue 100 fois le pH augmente de 2
Lorsqu’on dilue de beaucoup la solution la pH tend vers 7 mais elle n’est pas neutre.
7. Exercices
Exercice 1 : pH d’une solution diluée
On ajoute V2 = 100 mL d’eau à V1 = 10 mL d’une solution d’acide chlorhydrique S de pH = 2,7.
Quel est le pH de la solution finale S’ ?
Réponse
Les ions Cl- sont des ions spectateurs dans la solution donc la quantité de matière de Cl- apporté par S se conserve et se retrouve dans S’ de volume V = V1 + V2.
Dans S on a : n(Cl-) = [Cl-]S.V1 (1)
Dans S’ on a : n’(Cl-) = [Cl-]S.V = [Cl-]S’.(V1 + V2) (2)
(1) = (2) [Cl-]S.V1 = [Cl-]S’.(V1 + V2)
* L’électroneutralité de la solution S
[H3O+]S = [OH-]S + [Cl-]S
Le pH de S est inférieur à 6. On néglige [OH-] devant [H3O+].
[H3O+]S = [Cl-]S → [Cl-]S =10-phs = (V1 + V2). [Cl-]S /V1 → [Cl-]S =
* L’électroneutralité de la solution S’
[H3O+]S’ = [Cl-]S’= V1 x 10-phs/V1 + V2 = 1,81.10-4mol.L-1
Le pH de la solution S’:
pHS’ = – log[H3O+]S’ = – log(1,81.10-4) = 3,7
Exercice 2 : mélange de deux acides fort : l’acide chlorhydrique et l’acide bromhydrique
On mélange V1 = 10 mL de solution de d’acide chlorhydrique de concentration C1 = 10-1 mol.L-1 avec V2 = 5 mL d’une solution d’acide bromhydrique (HBr) de concentration C2 = 5.10-2 mol.L-1. Quel est le pH du mélange.
Réponse
HCl + H2O → H3O+ + Cl – ; HBr + H2O → H3O+ + Br –
* La solution 1 : les espèces chimiques présents dans cette solution : H2O ; H3O+ ; Cl – et OH -Dans cette solution les ions Cl- sont indifférents. nCl – =C1V1
* La solution 1 : les espèces chimiques présents dans cette solution : H2O ; H3O+ ; Br – et OH –
nBr – = C2V2
* Dans le mélange de Volume V1 + V2 on a :
[Cl-] = C1V1 / V1 + V2 [Br -] = C2V2 /V1 + V2
* Electroneutralité de la solution
[H3O+] = [Cl-] + [Br -] + [OH-] [H3O+] = [Cl-] + [Br -] =C1V1 / V1+V2 + C2V2 /V1 +V2
[H3O+] = 8,34 .10-2 mol.L-1 D’où pH = – log(8,34 .10-2) = 1,08
II. Solution aqueuse de base forte : hydroxyde de sodium (NaOH)
1. L’hydroxyde de sodium
L’hydroxyde de sodium est un solide ionique contenant des ions Na+ et OH-. Il est très soluble dans l’eau et la solution conduit le courant électrique.
2. Mise en évidence des ions Na+
Si on plonge dans une solution de soude un clou, puis on le présente à une flamme, la flamme devient jaune. Cela est dû à la présence des ions Na+.
3. Mise en évidence des ions OH-
A l’aide du papier pH, on montre que la solution est basique donc elle contient OH-.
NaOH → Na+ + OH-
4. Les espèces chimiques présentes dans la solution
On a : H2O ; H3O+ ; OH- ; Na+ et NaOH (si la réaction n’est pas totale)
Si NaOH est une base forte, alors son caractère ionique est total.
Montrons que la réaction de NaOH avec l’eau est totale.
Considérons une solution de soude de concentration Ca = 10-2 mol.L-1 et de pH = 12 à 25°C.
Déterminons la concentration de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution.
Méthode générale de résolution
– Définition du pH
On a : [H3O+] = 10-pH = 10-12 mol.L-1
– Le produit ionique de l’eau
[OH-] = Ke/ [H3O+] = 10-2 mol.L-1
On neglige [H3O+] devant [OH-]
– Electroneutralité de la solution
[OH-] = [H3O+] + [Na+] or [H3O+] << [OH-] donc [OH-] = [Na+] = 10-2 mol.L-1
– Conservation de la matière
nNaOH(introduit) = + n NaOH(restant) ; divisons cette relation par V, on a : Cb = [Na+] + [NaOH]restant → [NaOH]restant = Cb – [Na+] = 0
Conclusion
Dans une solution de soude il n’y a pas de matière NaOH.
On a : pH = – log [H3O+] or [H3O+] =10-14/ [OH-] =10-14/Cb →
pH = – log10-14/Cb → pH = 14 + logCb
(cette relation est valable si 10-6 mol.L-1 ≤ Ca≤ 10-2 mol.L-1)
5. Définition d’une base forte
Une base forte est une substance chimique qui réagit avec l’eau en libérant des ions OH- au cours d’une réaction totale.
Un monoacide fort est une espèce chimique qui réagit totale avec eau en libérant une mole d’ions OH- par mole de soluté introduite.
Exemple : NaOH, KOH
Une dibase forte est une espèce chimique qui réagit totale avec eau en libérant deux moles d’ions OH- par mole de soluté introduite.
Dans ce cas on a pH = 14 + log2Ca.
Exemple : Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-
6. Dilution d’une base forte
Soit une solution d’hydroxyde de sodium à pour concentration Cb.
1. Déterminer le pH de cette solution.
2. On dilue 10 fois la solution. Que vaut le pH de la solution diluée ?
3. Quel volume d’eau faut – il ajouter à une solution d’hydroxyde de sodium S de volume V1 = 20mL de concentration C1 = 2.10-2 mol.L-1 pour obtenir une solution S’ de volume V2 , de concentration C2 et de pH = 11,8.
Résolution
1. Les espèces chimiques présentes dans la solution.
H2O ; H3O+ ; OH- et Na+
[H3O+] = 10-pH [OH-] = 10-14/ 10-pH
L’électroneutralité: [OH-] = [H3O+] + [Na+] et pH 8 [OH-] = [Na+] = Cb
[H3O+] = 10-14/[OH-] = 10-14/Cb on a alors pH = – log[H3O+] = 14 + logC
2.Le pH de la solution diluée
On dilue 10 fois la solution :
C’b = Cb/10
On a alors pH = 14 + logCb/10 = 14 + logCb – log10 → pH = 14 + logC – 1 → pH = 13 + logC
Conclusion
Quand on dilue 10 fois une solution de base forte le pH diminue de 1.
3. Le volume d’eau
La conservation de la matière : C1 V1 = C2 V2 = C2(V1 + Ve) → Ve = C1C2 /C2- V1
NaOH est une base forte
pH = 14 + logC2 → logC2 = pH – 14 → C2 =10ph-14= 10²,² = 6,3.10-3mol.L-1
Ve =C1C2 /C2 – V1 = 20 x0,02/0,0063 – 20 = 43,4 ml
7. Exercice
On dispose d’une solution (1) d’hydroxyde de sodium de concentration C1 = 5.10-3 mol.L-1 et d’une solution d’hydroxyde de potassium (KOH) de concentration C2 = 10-3mol.L-1.On mélange un volume V1 = 10mL de la solution (1) avec V2 = 50mL de la solution (2).
Quel est le pH du mélange ?
Solution
NaOH → Na+ + OH-
KOH → K+ + OH-
n(OH-)1 = n(Na+) = C1V1 et n(OH-)2 = n(Na+) = C2V2
n(OH-) = n(OH-)1 + n(OH-)2 = C1V1 + C2V2
La concentration de OH- dans la solution de volume V1 + V2 est :
[OH-] = C1V1 +C2V2 /V1 + V2 d’où [H3O+] =10-14/(C1V1 +C2V2 )/V1 + V2 10
-14
Par suite pH = -log[(V1 + V2)10
-14 wc= 11,2.
EXERCICE D’APPLICATION
Une solution S a été obtenue en mélangeant un volume V1(cm3) d’une solution d’acide nitrique HNO3 de concentration égale à C1(mol.L-1) et un volume V2(cm3) d’une base B d’hydroxyde de calcium Ca(OH)2 de concentration C2(mol.L-1).
1. Déterminer les concentrations C1 et C2 sachant que le pH de la solution A est 2,3 et que le pH de la solution B est 11,7.
2. Le volume de la solution S ainsi obtenue est égale à 40cm3. Son pH vaut 4 à 25°C. Calculer les volumes V1 et V2 des solutions A et B.
3. Quel serait le pH d’une solution S’ que l’on obtiendrait de la même façon que la solution S en remplaçant la solution d’hydroxyde de calcium par une solution d’hydroxyde de sodium de même concentration molaire.
On donne : M(Na) = 23 g.mol-1 ; M(Ca) = 40 g.mol-1 ; M(H) = 1 g.mol-1 ; M(O) = 16 g.mol-1.
