SOLUTIONS AQUEUSES ; DOSAGES ACIDO-BASIQUES - corrigé des exercices

A. EXERCICES DE BASE

I. Dosage d'une solution d'acide fort • La solution de HCl est en fait une solution de H3O+ : HCl + H2O  H3O+ + Cl-. De même, la solution de NaOH est en fait une solution de OH- : NaOH  Na+ + OH-. La réaction de neutralisation est ensuite : H3O+ + OH-  2 H2O. • Pour une concentration C = 10-3 mol.L-1 c’est l’acide fort qui impose le pH : l’autoprotolyse est négligeable en comparaison, sauf à l’approche de l’équivalence, où les ions H3O+ apportés par la solution de HCl sont neutralisés. Le transfert protonique donne donc : [H3O+] = [Cl-] - [Na+] = avec C’ = 10-1 mol.L-1. • Compte tenu du fait que C’ >> C, l’équivalence correspond à V’ 1). • On obtient ainsi autant d’ions éthanoate qu’on a introduit d’ions OH-, c’est-à-dire, compte tenu de la dilution : [CH3CO2-] = et donc : [CH3COOH] = . On en tire par conséquent : pH = = pKa + log(). • À l’équivalence, en considérant la réaction précédente comme totale, la solution correspond à un mélange de CH3CO2- et HCN à la concentration C’ = (compte tenu de la dilution) ; la réaction prépondérante qui “succède” à la précédente est alors : CH3CO2- + HCN CH3COOH + CN- (réaction limitée par l’équilibre, car sa constante est K” = > 0). • On obtient autant d’ions HCO3- qu’on a introduit d’ions H3O+ en plus de la première équivalence, c’est-à-dire, compte tenu de la dilution : [HCO3-] = et donc : [CO32-] = . On en tire ainsi : pH = pKa2 + log(). • À la seconde équivalence, en considérant la réaction précédente comme totale, la solution correspond à une solution de HCO3- à la concentration C’’’ = (compte tenu de la dilution) ; la réaction prépondérante qui “succède” à la précédente est alors : 2 HCO3- CO2 + CO32- (réaction limitée par l’équilibre, car pKa1 0). • On obtient autant de CO2 qu’on a introduit d’ions H3O+ en plus de la seconde