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II.3. Les pH des solutions aqueuses simples. Retour au plan du cours sur les pH des solutions aqueuses. II.3.a. Cas d'un monoacide fort. Retour au plan du cours sur les pH des solutions aqueuses.
On prendra le cas du chlorure d'hydrogèneHCl dissous dans l'eau: la solution d' acide chlorhydrique.
On a la réaction: H2O + HCl H3O+ + Cl-.
On écrira alors deux relations qu'on retrouvera SYSTEMATIQUEMENT dans TOUT CALCUL DE pH.
Il s'agit premièrement de l'équation de conservation de la masse, de conservation de la matière pour l'espèce considérée.
On aura, dans le cas de l'acide chlorhydrique :
Cacide chlorhydrique global= (HCl)non dissocié + (HCl)dissocié.
Or, (HCl)non dissocié vaut 0, puisque HCl est un acide fort. Et (Cl-) vaut alors C0mol.L-1.
Il s'agit deuxièmement de l'équation de conservation de la charge, appelée aussi "bilan électrique" ou , le plus souvent, "électroneutralité".
Ici on aura: (H3O+) = (Cl-) + (HO-)
On adoptera, dès lors, dans toute la suite du cours, la convention d'écriture beaucoup plus légère qui est: h = (H3O+)  = (HO-)
On peut tout de suite négligerdevant h, vu qu'on a toutes les raisons à s'attendre à ce que le pH d'un acide soit... acide.
On arrive donc à (H3O+) C0, d'où pH = - logh = -logC0.
Cette formule a un domaine de validité tant que la concentration C0 est supérieure ou égale à 10-6mol.L-1.
Si la concentration C0 a une valeur inférieure à 10-6 mol.L-1. Que se passe t-il alors?
C'est un cas qui n'est, je dirais, qu'académique. C'est une question "piège" à certains oraux de concours, à certains écrits, pour tester la sagacité de l'étudiant, mais cette question n'a que cet "intérêt".
En effet, je me permets cette réflexion "iconoclaste" car faire des dilutions aussi fortes dans une eau qui, la plupart du temps n'est pas à pH 7 du fait de la présence de dioxyde de carbone dissous, et chercher une variation très infime par rapport à la

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