Acides bases pH Exercices

1. Les solutions aqueuses des sels suivants : NaCl , NH4NO3 , LiF , NH4CN seront-elles neutres, acides ou basiques. Justifier la prévision dans chaque cas.

Réponses :

NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) Deux ions spectateurs → solution neutre.

NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3

-(aq) Un ion acide faible et un ion spectateur → solution acide.

LiF(s) → Li+(aq) + F-(aq) Un ion spectateur et un ion base faible → solution basique.

NH4CN(s) → NH4+(aq) + CN-(aq) Un acide faible et une base faible → un calcul est nécessaire.

2. Au départ des valeurs expérimentales de Ka tirées des tables, classer les acides suivants par force croissante.

HF Ka(HF/F-) = 6,3.10-4 HNO3 Ka(HNO3/NO3-) 23 H2S Ka(H2S/HS-) = 8,9.10-8

NH4+ Ka(NH4

+/NH3) = 5,6.10-10 HS- Ka(HS-/S2-) 10-19 HPO42- Ka(HPO4

2-/PO43-) = 4,8.10-13

Réponse : HS- < HPO42- < NH4

+ < H2S <HF < HNO3

3. Au départ des valeurs expérimentales de Ka tirées des tables, classer les bases suivantes par force décroissante.

F- Ka(HF/F-) = 6,3.10-4 NO3- Ka(HNO3/NO3

-) 23

HS- Ka(H2S/HS-) = 8,9.10-8

NH3 Ka(NH4+/NH3) = 5,6.10-10 S2- Ka(HS-/S2-) 10-19 PO4

3- Ka(HPO42-/PO4

3--) = 4,8.10-13

Réponse : S2- > PO43- > NH3 > HS- > F- > NO3

-.

4. Au départ des valeurs expérimentales de pKa tirées des tables, classer les bases suivantes par force croissante.

HO2- pKa(H2O2/HO2

-) = 11,6 BrO- pKa(HBrO/BrO-) = 8,6 ClO- pKa(HClO/ClO-) = 7,4ClO2

- pKa(HClO2/ClO2-) = 1,9 H2O pKa(H2O/OH-) = 14,0 NO2

- pKa(HNO2/NO2-) = 3,3

Réponse : ClO2- < NO2

- < ClO- < BrO- < HO2- < OH-

5. Au départ des valeurs expérimentales de pKb tirées des tables, classer les acides suivants par force décroissante.

HIO4 pKb(HIO4/IO4-) = 12,4 HSCN pKb(HSCN/SCN-) = 15,8 Na+ pKb(NaH2O+/NaOH) = -

0,8H3PO4 pKb(H3PO4/H2PO4

-) = 11,8 H2PO4- pKb(H2PO4

-/HPO42-) = 6,8 HPO4

2- pKb(HPO42-/PO4

3-) = 1,7

Réponse : HSCN > HIO4 > H3PO4 > H2PO4- > HPO4

2- > Na+

6. Préciser dans chaque cas si la solution aqueuse proposée est acide, basique ou neutre.

NaCl(aq) 10-2 M NaCl(aq) 1 M KF(aq) 0,05 M HCl(aq) 10-8 M NH4Cl(aq) 1 MKNO3(aq) + Na2S(aq) HF(aq) + HNO2(aq) Li2CO3(aq) 0,001

MMg3(PO4)2(aq) Ba(CH3-COO)2.H2O(aq)

Réponses :

1.

neutre neutre basique

acide acide

basique acide basique

basique basique

2.

7. Beaucoup de livres déclarent que H3O+(aq) est l’acide le plus fort qui puisse exister dans l’eau et parlent d’un « effet de nivellement » selon lequel, dans l’eau, tous les acides forts (considérés comme complètement dissociés) sont équivalents.

a. Commenter ce point de vue.b. Quelle serait alors la base la plus forte qui puisse exister dans l’eau ?

8. Quels sont les pH des solutions aqueuses suivantes ?

HCl 0,01 M HNO3 10-8 M NaOH 10-3 M KOH 10-7 M NaCl 0,1 M KNO3 10-5 MHF 0,03 M NaCN 0,005 M NH3 2.10-5 M NH4Br 7.10-4 M CH3-COONa 0,1 M Li2S 10-4,2 M0,05 M en HF

et0,01 M en KF

0,1 M en NH3et

0,01 M en NH4I

0,01 M en HI et

0,01 M en NaI

0,02 M en KClet

0,1 M en HNO3

1 M en KNO3

et10-3,6 M en LiOH

1 M en NaCl et

2 M en KNO3

Réponses : (il peut y avoir de légères différences selon la table des Ka consultée)

pH = 2,0 pH = 7,0 pH = 11,0 pH = 7,3 pH = 7,0 pH = 7,0

pH = 2,4 pH = 10,5 pH = 9,3 pH = 6,2 pH = 8,9 pH =

14

pH = 2,5 pH = 10,3 pH = 2,0 pH = 1,0 pH = 10,4 pH = 7,0

9. Quelle est la concentration d’une solution aqueuse d’acide acétique de pH = 4,8 ?

Réponse : Ca = 1,4.10-5 mol/L.

10. Quel est le pH d’un vinaigre à 6 % (masse/masse) en acide acétique ? (eau 1,0 g/mL)

Réponse : pH = 2,4.

11. Que vaut le pKa d’un acide dont la solution aqueuse 0,01 M présente un pH de 5,2 ?

Réponse : pKa = 8,4.

12. Quelle est la concentration d’une solution aqueuse d’ammoniaque de pH = 9,5 ?

Réponse : Cb = 5,6.10-5 M.

13. On ajoute 5,02 g de cyanure de potassium à 250 mL d’une solution aqueuse de cyanure d’hydrogène (acide cyanhydrique) 0,5 M. Calculer le pH de la solution finale si la variation de volume est négligée.


14. Une solution à 1,0 g/L de KF dans l’eau est-elle plus basique qu’une solution aqueuse à 1,0 g/L de NaF ?

Réponse : Non, elle est moins basique.

3.

4.

15. Combien de fois faut-il diluer un esprit-de-sel (= HCl aqueux) commercial à 23 % (masse/masse) pour obtenir une solution de pH = 2 si la masse volumique de cet esprit-de-sel est de 1,1 g/mL ?

Réponse : 693 fois.

16. Quel est le pH de la solution obtenue en mélangeant 25 mL de HCl 0,02 M avec 125 mL de HNO 3

0,03 M ?


17. a. On ajoute 5,0 g de cyanure de potassium à 200 mL d’une solution 0,1 M en acidecyanhydrique. Calculer le pH de la solution finale si la variation de volume est négligée.

b. Même question en mettant en œuvre 5,0 g de cyanure de baryum.

Réponses : a. pH = 9,8 b. pH = 9,6

18. Démontrer que le pH d’une solution d’ampholyte est donné par la moyenne des pKa des deux couples impliqués.

Indication : Etablir un tableau de bilan de matière pour les deux évolutions possibles de l’ampholyte dans l’eau et invoquer la conservation de la charge totale ainsi que les deux constantes d’équilibre qui doivent être respectées.

19. Quel est le pH d’une solution de 1 g de bicarbonate de sodium dans 100 mL d’eau ?

Réponse : pH = 8,4

20. On mélange 100 mL HCl (0,01 M) et 50 mL NaOH (0,05 M).

a. Ecrire la réaction acido-basique en jeu.b. Calculer le pH de la solution finale.

Exemple de résolution :

a. L’acide fort (HCl) est mis à réagir avec la base forte (NaOH) selonHCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) (équation moléculaire).

b. On dresse un bilan des quantités de matière :

n(HCl) n(NaOH) n(NaCl) Remarquet0 0,01.0,1 = 10-3 0,05.0,05 = 2,5.10-3 0,0 HCl est le réactif en défautt∞ 0,0 2,5.10-3 - 10-3 = 1,5.10-3 10-3 Il reste une solution de base forte

[OH-] = CNaOH + 10-7 =(nNaOH/V) + 10-7 = (1,5.10-3/0,15) + 10-7 = 10-2 M→ pOH = 2 → pH = 14 - 2 = 12.

21. On mélange 2 L HNO3 (0,02 M) et 500 mL Ba(OH)2 (0,01 M).

a. Ecrire les réactions acido-basiques en jeu.b. Calculer le pH de la solution finale.

5.


a. HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) → H2O(l) + Ba(OH)NO3(aq) (équation moléculaire)HNO3(aq) + Ba(OH)NO3(aq) → H2O(l) + Ba(NO3)2(aq) (équation moléculaire)

b. On dresse un bilan des quantités de matière

n(HNO3) n(Ba(OH)2) n(Ba(OH)NO3) n(Ba(NO3)2) Remarquet0 0,02.2 = 0,04 0,01.0,5 =

0,0050,0 0,0 HNO3 est le réactif en excès

t∞,1 0,04 - 0,005 =0,035 0,0 0,005 0,0 HNO3 est le réactif en excèst∞,2 0,035 - 0,005 = 0,03 0,0 0,0 0,005 Il reste une solution d’acide

fort

[H3O+] = CHNO3 + 10-7 = (nHNO3/V) + 10-7 = (0,03/2,5) + 10-7 = 0,012 M pH = 1,9

22. On mélange 25 mL NaF (0,02 M) et 50 mL HBr (0,01 M).


Réponses : a. NaF(aq) + HBr(aq) → HF(aq) + NaBr(aq)b. pH = 2,7

23. On mélange 25 mL NaF (0,02 M) et 25 mL HBr (0,01 M).


Réponses : a. NaF(aq) + HBr(aq) → HF(aq) + NaBr(aq)b. pH = 6,2 = pKa(HF/F-)

24. On dissout 2,5 g d’acétate de potassium dans 750 mL d’acide perchlorique 0,01 M.


Réponses : a. CH3-COOK(aq) + HClO4(aq) → CH3-COOH(aq) + KClO4(aq)b. pH = 5,1

25. On dissout 6,7 litres d’ammoniac, comptés à 0 °C, dans 25 litres d’acide chlorhydrique 0,01 M.


Réponses : a. NH3(g) + HCl(aq) → NH4Cl(aq)b. pH = 8,5

26. On ajoute 0,7 g d’hydroxyde de lithium à 1,6 L d’une solution aqueuse d’acide sulfurique 0,01 M.


6.

7.

Réponses : a. LiOH(aq) + H2SO4(aq) → H2O(l) + LiHSO4(aq)LiOH(aq) + LiHSO4(aq) → H2O(l) + Li2SO4(aq)

b. pH = 2,6

27. On ajoute 60 mL de HCl 0,1 M à une solution de 0,44 g de sulfite de sodium dans 350 mL d’eau.


Réponses : a. HCl(aq) + Na2SO3(aq) → NaCl(l) + NaHSO3(aq)HCl(aq) + NaHSO3(aq) → NaCl(l) + H2SO3(aq)

b. pH = 1,4

28. On sature d’ammoniac 500 mL d’une solution aqueuse d’acide phosphorique. L’excès d’ammoniac et le solvant sont éliminés par ébullition douce, ce qui laisse un résidu sec de 2,12 g. Calculer le pH de la solution initiale d’acide phosphorique.

Réponses : pH = 1,9

29. Il faut 35,3 mL de HCl 0,01 M pour arriver à l’équivalence de 15,2 mL d’une solution de soude.Quelle est la concentration de la prise en soude ?

Réponse : C(NaOH) = 0,023 M.

30. Il faut 27,0 mL d’acide perchlorique 0,2 M pour arriver à l’équivalence d’une suspension d’hydroxyde de calcium. Quelle est la masse de base mise en œuvre si les deux groupes OH réagissent ?

Réponse : m = 0,20 g.

31. 125 mL de potasse 0,25 M sont titrés par une solution d’acide nitrique. L’équivalence est observée pour une chute de burette de 49,8 mL. Quelle est la concentration de la solution acide ?

Réponse : 0,63 mol/L.

32. 0,5 g d’un mélange de soude et de potasse est titré par de l’acide bromhydrique 1 M. L’équivalence est observée pour une chute de burette de 11,0 mL. Calculer les masses des deux bases dans la prise de 0,5 g.

Réponse : 0,29 g NaOH + 0,21 g KOH.

33. On dispose d’acide acétique et d’acétate de sodium pour préparer 2 litres d’un tampon à pH = 5.Quelles masses de ces deux substances faut-il peser ?

Réponse : Par exemple 12,0 g d’acide acétique et 29,2 g d’acétate de sodium.

34. Calculer la constante d’équilibre de la réaction :

8.

HNO2(aq) + NaF(aq) ⇌ NaNO2(aq) + HF(aq)

9.

Réponse : 1,04 (écrire l’équation ionique sans ions spectateurs et introduire les Ka)

35. Calculer le pH d’une solution de 1 g d’acide acétique dans 30 mL d’eau (Ka = 1,8.10-5).

Réponse :

M(CH3-COOH) = 2.12 + 4.1 + 2.16 = 60 g/moln(CH3-COOH) = 1/60 = 1,667.10-2 molC(CH3-COOH) = CA = 1,667.10-2/0,030 = 0,556 mol/L[H3O+] = (1,8.10-5.0,556)½ = 3,16.10-3 mol/L → pH = 2,5

36. Une solution 0,025 M d’un acide faible a un pH de 4,2. Calculer la constante d’acidité du couple.

Réponse : [H3O+] = 10-pH = 10-4,2 = 6,31.10-5 mol/LKa = [H3O+]2/CA = 1,6.10-7.

37. Une solution 0,05 M d’un acide faible de pH = 3,0 est diluée dix fois. Calculer le nouveau pH.


38. Calculer le pH d’une solution HIO3 10-8 M.

Réponse : [H3O+] = CA + 10-7 = 1,1.10-7 M pH = 6,96

39. Calculer le pH d’une solution 0,01 M en ammoniaque.

Réponse :

[OH-] = (10-14.0,01/6,0.10-10)½ = 4,08.10-4 mol/L → [H3O+] = 2,45.10-11 pH = 10,6

40. Calculer le pH d’une solution de 5 g de cyanure de sodium dans 500 mL d’eau.

Réponse :

M(NaCN) = 23 + 12 + 14 = 49 g/moln(NaCN) = 5/49 = 0,102 mol = n(CN-) (Na+ est spectateur)C(CN-) = CB = 0,102/0,500 = 0,204 mol/L[OH-] = (10-14.0,204/5,0.10-10)½ = 2,02.10-3 mol/L → [H3O+] = 4,95.10-12 pH = 11,3

41. Une solution 0,03 M d’une base faible a un pH de 9,8. Calculer la constante d’acidité du couple.

Réponse :

10.

[H3O+] = 10-pH = 10-9,8 = 1,59.10-10 mol/L → [OH-] = 6,31.10-5 mol/L

11.

Kb = [OH-]2/CB = 1,33.10-7→ Ka = 7,5.10-8

42. Une solution 0,02 M d’une base faible de pH = 9,8 est diluée cinq fois. Calculer le nouveau pH.


43. La base de l’exercice (41) ci-dessus est-elle plus forte que celle de l’exercice (42) ?

Réponse : Non.

44. Calculer le pH d’une solution 0,01 M en ammoniaque et 0,02 M en chlorure d’ammonium.


45. On dispose d’acide acétique et d’acétate de sodium pour préparer 2 litres d’un tampon à pH 5. Quelles masses des deux substances faut-il peser ? (pKa = 4,75)


Les données permettent de calculer le rapport CA/CB nécessaire pour atteindre un pH de 5.CA/CB = [H3O+]/Ka = 10-5/10-pKa = 0,562. Comme ce rapport est la seule condition à respecter, on peut répondre à la question par n’importe quelles pesées qui la respecte. Par exemple :

CA = 0,1 M -> CB = 0,1/0,562 = 0,178 M.nA = CA.V = 0,1.2 = 0,2 mole mA = nA.MA = 0,2.60 = 12,0 gnB = CB.V = 0,178.2 = 0,356 mole mB = nB.MB = 0,356.82 = 29,2 g.

46. On ajoute 2 g de soude à deux litres d’une solution de chlorure d’hydrogène 0,1 M. Calculer le pH de la solution finale.


Les deux couples mis en jeux sont Na+/NaOH (base forte) et HCl/Cl- (acide fort) qui vont réagir selon : NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

n(NaOH) n(HCl) n(NaCl)Avant neutralisation : t0 2/40 = 0,05 0,1.2 = 0,2 0Après neutralisation : → 0 0,2 - 0,05 = 0,15 0,05

Comme NaOH est le réactif en défaut, il est complètement consommé et la dissociation de NaCl conduit à deux ions spectateurs. L’énoncé s’en trouve donc modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 0,15/2 = 0,075 M en HCl.[H3O+] = CA + 10-7 = 0,075 M pH = 1,1.

47. On ajoute 5 g d’acide acétique à 200 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium 0,1 M.

12.

Calculer le pH final.

13.


Les deux couples mis en jeux sont CH3COOH/CH3COO- (acide faible) et Na+/NaOH (base forte) qui vont réagir selon :

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l)

n(CH3COOH) n(NaOH) n(CH3COONa)Avant neutralisation : t0 5/60 = 8,33.10-2 0,1.0,2 = 0,02 0Après neutralisation : → 8,33.10-2 - 0,02 = 6,33.10-2 0 0,02

Comme NaOH est le réactif en défaut, il est complètement consommé. L’énoncé s’en trouve donc modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 6,33.10-2/0,2 = 0,317 M en acide acétique et 0,02/0,2 = 0,10 M en acétate de sodium. Il s’agit d’une solution d’un acide faible et de sa base faible conjuguée (Na+ est spectateur).

[H3O+] = Ka.CA/CB = 1,75.10-5.0,317/0,10 = 5,55.10-5 M → pH = 4,3.

48. On ajoute 100 mL d’une solution d’hydroxyde de potassium 0,2 M à 200 mL d’une solution d’acide fluorhydrique 0,1 M. Calculer le pH final.


Les deux couples mis en jeux sont K+/KOH (base forte) et HF/F- (acide faible) qui vont réagir selon : KOH(aq) + HF(aq) → KF(aq) + H2O(l)

n(KOH) n(HF) n(KF)Avant neutralisation : t0 0,2.0,1 = 0,02 0,1.0,2 = 0,02 0Après neutralisation : → 0 0 0,02

La potasse et l’acide fluorhydrique se neutralisent exactement ; il ne reste en solution que du fluorure de potassium. L’énoncé s’en trouve donc modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 0,02/(0,1 + 0,2) = 6,67.10 -2 M en fluorure de potassium. Il s’agit d’une solution d’une base faible (K+ est spectateur).

[OH-] = (Kb.CB)½ = (10-14.6,67.10-2/6,8.10-4)½ = 9,904.10-7 M→ [H3O+] = 1,01.10-8 pH = 8,0.

49. On ajoute 60 mL de soude 1 M à 400 mL d’une solution 0,2 M en acide acétique et 0,5 M en acétate de potassium. Calculer le pH final.


Comme K+ est spectateur, les deux couples mis en jeux sont Na+/NaOH (base forte) et CH3COOH/CH3COO- (acide faible) qui vont réagir selon :

NaOH(aq) + CH3COOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l)

n(NaOH) n(CH3COOH) n(CH3COONa) n(CH3COOK)Avant neutralisation : t0 1.0,06 = 0,06 0,2.0,4 = 0,08 0 0,5.0,4 = 0,2Après neutralisation : → 0 0,08 - 0,06 = 0,02 0,06 0,2

14.

Il ne reste en solution que de l’acide acétique et deux acétates avec Na+ et K+ spectateurs. L’énoncé s’en trouve donc modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 0,02/(0,06 + 0,4) = 0,0435 M en acide acétique et (0,06 + 0,2)/0,46 = 0,565 M en ions acétates (ne pas oublier de sommer les deux sources !).

Il s’agit d’une solution d’un acide faible et de sa base faible conjuguée (mélange tampon).

[H3O+] = Ka.CA/CB = 1,75.10-5.0,0435/0,565 = 1,35.10-7 pH = 5,9.

50. On ajoute 20 g de soude à 3 L d’une solution 0,1 M en acide carbonique. Calculer le pH final.


Cet énoncé implique potentiellement trois couples acide/base (outre les deux couples de l’eau) : Na+/NaOH , H2CO3/HCO3

- et HCO3-/CO3

2- puisque HCO3- est un ampholyte.

Première neutralisation : NaOH(aq) + H2CO3(aq) → NaHCO3(aq) + H2O(l)Deuxième neutralisation : NaOH(aq) + NaHCO3(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l)

C’est le bilan de matière qui précisera la situation.

n(NaOH) n(H2CO3) n(NaHCO3) n(Na2CO3)Avant neutralisation : t0 20/40 = 0,5 0,1.3 = 0,3 0 0Après une 1e neutralisation : → 0,5 - 0,3 = 0,2 0 0,3 0Après une 2e neutralisation : → 0 0 0,3 - 0,2 = 0,1 0,2

Il ne reste en solution que de l’hydrogénocarbonate de sodium et du carbonate de sodium avec Na+ spectateur. L’énoncé s’en trouve donc modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 0,1/3 = 0,0333 M en NaHCO3 et 0,2/3 = 0,0667 M en Na2CO3.

Il s’agit d’une solution d’un acide faible (HCO3-) et de sa base faible conjuguée (CO3

2-).

[H3O+] = Ka.CA/CB = 4,69.10-11.0,0333/0,0667 = 2,35.10-11 pH = 10,6.

51. a) On ajoute 50 mL de soude 0,1 M à 100 ml d’une solution de H2S 0,1 M.Calculer le pH final.

b) La solution obtenue en (a) est portée à l’ébullition pour chasser le sulfure d’hydrogène,

puis refroidie à 25 °C. Calculer le pH de la solution à ce moment si le volume du système n’a pas varié de manière significative.

Première situation.(a)

Cet énoncé implique potentiellement trois couples acide/base (outre l’eau) :Na+/NaOH , H2S/HS- et HS-/S2- puisque HS- est un ampholyte.

Première neutralisation : NaOH(aq) + H2S(aq) → NaHS(aq) + H2O(l)Deuxième neutralisation : NaOH(aq) + NaHS(aq) → Na2S(aq) + H2O(l)

n(NaOH) n(H2S) n(NaHS) n(Na2S)Avant neutralisation : t0 0,1.0,05 = 0,005 0,1.0,10 = 0,01 0 0Après une 1e neutralisation : → 0 0,01 - 0,005 = 0,005 0,005 0Après une 2e neutralisation : → Il n’y a plus de soude pour réaliser cette étape

15.

Il ne reste en solution que du sulfure d’hydrogène et de l’hydrogénosulfure de sodium avec Na+ spectateur. L’énoncé s’en trouve donc modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 0,005/0,15 = 0,0333 M en H2S et 0,005/0,15 = 0,0333 M en NaHS.

Il s’agit d’une solution d’un acide faible (H2S) et de sa base faible conjuguée (HS-).

[H3O+] = Ka.CA/CB = 9,6.10-8.0,0333/0,0333 = 9,6.10-8 pH = 7,0 = pKa.

Deuxième situation (b)

L’ébullition chasse H2S(g). Il reste ainsi une solution de NaHS (HS- base faible et Na+

spectateur).

[OH-] = (Kb.CB)½ = (10-14.0,0333/9,6.10-8)½ = 5,89.10-5 M pH = 9,8.

52. On additionne 100 mL d’acide nitrique 0,01 M à 100 mL de nitrite de potassium 0,004 M.

Calculer le pH final.


Les deux couples mis en jeux sont HNO3/NO3- (acide fort) et HNO2/NO2

- (acide faible) qui vont réagir selon : HNO3(aq) + KNO2(aq) → KNO3(aq) + HNO2(l)

n(HNO3) n(KNO2) n(KNO3) n(HNO2)Avant neutralisation : t0 0,01.0,1 = 0,001 0,004.0,1 = 4.10-4 0 0Après neutralisation : → 0,001 - 4.10-4 = 6.10-4 0 4.10-4 4.10-4

L’acide fort est en excès et ne disparaîtra pas complètement. L’énoncé s’en trouve modifié selon :

Calculer le pH d’une solution 6.10-4/0,2 = 0,003 M en acide nitrique et 4.10 -4/0,2 = 0,002 M en acide nitreux.

Il s’agit d’une solution de deux acides dont l’un est fort et l’autre faible. Le traitement complet de cette situation (à deux couples acide/base) est possible mais, souvent, on peut négliger la contribution de l’acide faible.

[H3O+] C(HNO3) + 10-7 = 0,003 M → pH 2,5.

53. Calculer le pH de la solution obtenue en mélangeant 30 mL d’hydroxyde de sodium 0,1 M avec 20 mL d’hydroxyde de potassium 0,05 M.


54. On veut estimer la teneur en chlorure d’hydrogène d’un air pollué. Dans ce but, 100 L de cet air sont mis à barboter dans 1 L d’ammoniaque 0,01 M. Sachant que le pH final est de 9,24, calculer la concentration en HCl (mg/L) dans cet air. (pKa = 9,24).

Réponse : 18,2 mg/L.

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55. On ajoute progressivement une solution de NaOH 0,1 M à 20 mL d’une solution de HCl 0,1 M. Calculer le pH de la prise d’HCl pour des ajouts de 0 , 1 , 5 , 10 , 15 , 19 , 20 , 21 , 25 et 30 mL ainsi qu’un graphique du pH en fonction de l’ajout de soude.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

A l’équivalence : V(NaOH) = 20 mL pH = 7,00 (solution de NaCl)A la demi-équivalence : V(NaOH) = 10 mL pH = 1,48 (solution de HCl + NaCl)

55. On ajoute progressivement une solution de NaOH 0,1 M à 20 mL d’une solution d’acide fluorhydrique 0,1 M. Calculer le pH de la prise de HF pour des ajouts de 0 , 1 , 5 , 10 , 15 , 19 , 20 , 21 , 25 et 30 mL ainsi qu’un graphique du pH en fonction de l’ajout de soude.

HF(aq) + NaOH(aq) → NaF(aq) + H2O(l)

A l’équivalence : V(NaOH) = 20 mL pH = < 7,00 (solution de NaF)A la demi-équivalence : V(NaOH) = 10 mL pH = pKa (solution de HF + NaF)Remarque : les approximations relatives à la formule des tampons ne sont pas rencontrées

pour V(NaOH) = 1 mL.

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56. On ajoute progressivement une solution de chlorure d’hydrogène 0,1 M à 20 mL d’une solution d’ammoniaque 0,1 M. Calculer le pH de la prise de NH3 pour des ajouts de 0 , 1 , 5 , 10 , 15 , 19 , 20 , 21 , 25 et 30 mL ainsi qu’un graphique du pH en fonction de l’ajout d’acide.

NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq)

A l’équivalence : V(HCl) = 20 mL pH = < 7,00 (solution de NH4Cl)A la demi-équivalence : V(HCl) = 10 mL pH = pKa (solution de NH3 + NH4Cl)

57. On ajoute progressivement une solution de KOH 0,1 M à 20 mL d’une solution d’un diacide 0,1 M. Calculer le pH de la prise d’acide pour des ajouts de 0 , 1 , 5 , 10 , 15 , 19 , 20 , 21 , 25 , 30 , 35 , 39 , 40 , 41 , 45 et 50 mL ainsi qu’un graphique du pH en fonction de l’ajout de base. (pKa1 = 4,0 ; pKa2 = 8,0)

KOH(aq) + H2A(aq) → KHA(aq) + H2O(l) KOH(aq) + KHA(aq) → K2A(aq) + H2O(l)

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