CHIMIE

DpH
0,01 2,3 %
0,05 11,5 %
0,1 23 %
Doc. 19 Précision sur la concentration
en ions H 3O + en fonction de la précision
sur le pH de la solution.
(*) Le programme stipule qu’« on étudie
des cas simples (espèce seule dans l’eau,
mélange tampon ampholyte) où le système
étudié est déterminé, in fine, par la
recherche de l’avancement à l’équilibre
d’une seule réaction ».
(**) Lors de la mise en solution dans l’eau
d’un « sel » de formule C x A y et tant que
la solution n’est pas saturée, nous admettrons
qu’il y a dans un premier temps, dissociation
de ce sel en ses ions puis, suivant
leur nature, réaction éventuelle des
ions C p+ et A q– avec l’eau ou entre eux.
Exemple : la mise en solution de l’acétate
d’ammonium CH 3CO 2NH 4 :
CH3CO2NH4(s) eau
= CH3CO – +
2 (aq) + NH4 (aq)
dissolution totale suivie de :
CH 3CO – 2 (aq) + H 2O
= CH 3CO 2H (aq) + HO – (aq)
NH 4 + (aq) + H2O = NH 3 (aq) + H 3O + (aq)
CH 3CO – 2 (aq) + NH 4 + (aq)
= CH 3CO 2H (aq) + NH 3 (aq)
(**) Un acide est dit fort dans l’eau si le
pK A du couple auquel il appartient est
négtif ou nul :
pK A < 0
L’acide chlorhydrique HCl, l’acide
nitrique HNO3, l’acide perchlorique
HClO4, l’acide bromhydrique HBr, l’acide
iodhydrique HI sont des monoacides forts.
La première acidité de l’acide sulfurique
H2SO4 relative au couple H2SO4/HSO – 4
est forte.
Le document 19 présente les conséquences de cette relation.
Si le pH d’une solution est connu à 0,05 unité près, la précision sur la
concentration en ions hydronium n’est alors que de 11,5 %.
Inversement, pour que le pH d’une solution soit connu à 0,05 unité près,
il suffit que [H 3O + ] soit connue à 11,5 % près.
De cette étude, nous concluons que :
COURS
(8.15)
• Le résultat d’un calcul de pH ne doit être fourni qu’avec deux décimales
au maximum.
• La concentration d’une espèce en solution ne doit jamais être déterminée
à partir d’une mesure de pH, mais toujours à partir d’un dosage.
4.1.4. Méthode générale de calcul du pH d’une solution aqueuse
Le calcul du pH d’une solution, dans le cadre précisément défini par le programme (*)
peut s’effectuer en suivant la démarche suivante :
– écrire les équations des réactions susceptibles de se produire entre les espèces
présentes dans l’eau (**) ou entre ces espèces et l’eau ;
– rechercher parmi ces réactions la réaction prépondérante, c’est-à-dire celle qui
a la constante thermodynamique K 0 la plus élevée ;
– calculer l’avancement volumique de cette réaction prépondérante ;
– en déduire le pH de la solution.
Équilibres acido-basiques
= 2,3 . DpH
4.2 pH de solutions d’acide fort ou de base forte
dans l’eau
La définition d’un acide fort et d’une base forte dans l’eau a été donnée au
paragraphe 3.5.2. Il est d’usage de considérer leur réaction avec l’eau comme une
réaction totale.
4.2.1. pH d’une solution d’acide fort dans l’eau
Considérons une solution d’un acide fort, par exemple d’acide chlorhydrique (**)
pK A(HCl/Cl – ) = – 6,3 . Cette solution de volume V a été obtenue par dissolution
d’une quantité n de chlorure d’hydrogène gazeux HCl ; la concentration apportée
en chlorure d’hydrogène est égale à c telle que : c =
Lors de la mise en solution, HCl réagit avec l’eau selon la réaction d’équation :
HCl (g) + H 2O=Cl – (aq) + H 3O + (aq)
16
De constante K 0 = K A = 10 –pKA = 10 6,3 = 2 . 10 6 , cette réaction peut être effectivement
considérée comme totale ; l’avancement volumique final est égal à l’avancement
volumique maximal, d’où :
[Cl – ] = [H3O + ] = h = c et pH = – log c = pc
(16.16)
© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
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