Objectifs
- Mesurer le pH de différentes solutions.
- Effectuer des dilutions.
- Déterminer si des transformations chimiques sont totales ou limitées.
Documents
Concentration molaire apportée en soluté
La concentration molaire apportée en soluté est la quantité de matière de soluté dissoute par unité de volume de solution. Elle est notée $C$ et s’exprime généralement en $\pu{mol.L-1}$. $$ C = \dfrac{n \left( \text{soluté dissous} \right)}{V \left( \text{solution}\right)} $$
Concentration molaire effective en espèces dissoutes
Pour chaque espèce chimique $X$ dissoute en solution, la concentration molaire effective en espèce dissoute est la quantité de matière de cette espèce effectivement en solution par unité de volume. Elle est notée $[X]$ et s’exprime généralement en $\pu{mol.L-1}$. $$ [X] = \dfrac{n \left( X \text{ effectivement en solution} \right)}{V \left(\text{solution} \right)} $$
Potentiel hydrogène (ou pH)
Le potentiel hydrogène (ou pH) est une mesure de l’activité chimique des ions hydrogène $\ce{H+}$ en solution. En solution aqueuse, ces ions sont présents sous la forme de l’ion oxonium $\ce{H3O+}$.
Plus couramment, le pH mesure l’acidité ou la basicité d’une solution. Ainsi, dans un milieu aqueux à 25 °C :
-
une solution de $\text{pH} = 7$ est dite neutre ;
-
une solution de $0 \leqslant \text{pH} < 7$ est dite acide. Plus son pH s’éloigne de 7 (diminue) et plus elle est acide ;
-
une solution de $14 \geqslant \text{pH} > 7$ est dite basique. Plus son pH s’éloigne de 7 (augmente) et plus elle est basique.
Relation entre le pH et la concentration en ions oxonium
Lorsque les solutions aqueuses sont diluées ($\left[ \text{H}_3 \text{O}^+ \right] < 1 {,}0 \cdot 10^{- 1} \text{mol} \cdot \text{L}^{- 1}$), la valeur du pH peut être déterminée à l’aide de l’expression : $$ \text{pH} = - \log \left( \dfrac{[\ce{H3O+}]}{C^o} \right) $$ avec $C^o = \pu{1,0 mol.L-1}$.
- Remarque
- On peut calculer la concentration molaire effective en ions oxonium lorsqu’on connaît la valeur du pH puisque : $$ \text{pH} = - \log \left( \dfrac{[\ce{H3O+}]}{C^o} \right) \iff [\ce{H3O+}] = C^o \cdot 10^{- \text{pH}} $$
Différents types d’acides
Un acide, au sens de Brönsted, est un composé chimique, soit minéral, soit organique, capable de libérer un ou plusieurs ions hydrogène $\ce{H+}$. En particulier, dans le solvant eau, un acide est capable de libérer l’ion oxonium $\ce{H3O+}$.
-
Le chlorure d’hydrogène $\ce{HCl (aq)}$ est un acide, il réagit avec l’eau selon la réaction d’équation : $$ \ce{HCl (aq) + H2O \longrightarrow H3O+ + Cl- (aq)} $$
-
L’acide éthanoïque $\ce{CH3CO2H}$ est un composant important du vinaigre. C’est un acide qui réagit avec l’eau selon la réaction d’équation : $$ \ce{ CH3CO2H (a) + H2O <=> CH3CO2- (aq) + H3O+} $$
Travail à réaliser
Solution d’acide chlorhydrique
Préparation de solutions
On dispose d’une solution $S_0$ d’acide chlorhydrique $\left( \ce{H3O+ + Cl- (aq)} \right)$ de concentration apportée $\pu{0,10 mol.L-1}$.
- Proposer un mode opératoire pour obtenir, à partir de $S_0$, $\pu{100,0 mL}$ d’une solution $S_1$ d’acide chlorhydrique de concentration $\pu{1,0e-2 mol.L-1}$.
Réaliser la manipulation.
Réponse
La quantité de matière $n_1$ d’acide chlorhydrique présente dans $S_1$ est issue de la solution $S_0$. Dans $S_0$, il faut donc prélever $n_1 = C_0 V_P$ moles. $n_1$ est aussi égale à $n_1 = C_1 V_1$, donc $C_0 V_P = C_1 V_1 \iff V_P = V_1 \, \dfrac{C_1}{C_0}$.
A.N. $V_P = \pu{100,0 mL} \times \dfrac{\pu{1,0e-2 mol.L-1}}{\pu{0,10 mol.L-1}} = \pu{10,0 mL}$.
Il faut donc prélever $\pu{10,0 mL}$ de la solution $S_0$ à l’aide d’une pipette jaugée de $\pu{10,0 mL}$, introduire ce volume de solution dans une fiole jaugée de $\pu{100,0 mL}$ et compléter à l’aide d’eau distillée, jusqu’au trait de jauge.
- Toujours à partir de la solution $S_0$, préparer une autre solution $S_2$ d’acide chlorhydrique de concentration $\pu{1,0e-3 mol.L-1}$.
Pourquoi vaut-il mieux utiliser la solution $S_0$ et non pas la solution $S_1$ ?
- Maintenant que la technique est maîtrisée, préparer les solution $S_3$, $S_4$, d’acide chlorhydrique de concentrations $\pu{1,0e-4 mol.L-1}$, $\pu{1,0e-5 mol.L-1}$.
Bien réfléchir à chaque fois à la manière d’effectuer ces dilutions.
Mesure du pH
Comment utiliser un pH-mètre ?
Pour toute mesure du pH d’une solution au moyen d’un pH-mètre :
-
Il faut introduire suffisamment de solution dans un bécher ; la partie de la sonde qui permet la mesure doit être totalement immergée ;
-
La sonde doit être rincée à l’eau distillée et séchée avec un papier absorbant (papier Joseph) avant chaque mesure, puis rincée à l’eau distillée et réintroduite dans la solution de conservation (généralement de l’eau distillée) après chaque mesure.
-
Il faut agiter doucement une fois la sonde plongée dans la solution.
Le pH-mètre doit être étalonné avant toute mesure ; on utilise deux solutions étalons (aussi appelées solutions tampons), c’est à dire deux solutions dont le pH est déterminé et constant à température donnée.
- Mesurer le pH des solutions $S_4$, $S_3$, $S_2$, $S_1$, $S_0$.
Pourquoi est-il conseillé de procéder dans ce sens ?
Résultats des mesures
| n° solution | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| pH | 1,0 | 2,0 | 3,0 | 4,0 | 4,9 |
Exploitation des résultats des mesures
Remplir le tableau :
| n° solution | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| $C (\pu{mol.L-1})$ | |||||
| pH | |||||
| $[\ce{H3O+}] (\pu{mol.L-1})$ | |||||
| $x_f$ | |||||
| $x_{max}$ |
-
À partir de la valeur du pH calculer la valeur de la concentration molaire effective en ions oxonium $\ce{H3O+}$.
-
En déduire la valeur de l’avancement final $x_f$ pour chacune des transformations.
-
Pour chaque transformation calculer la valeur de l’avancement maximal $x_{max}$.
-
Ces transformations peuvent-elles être considérées totales ?
Acide éthanoïque
Préparation de solutions
On dispose d’une solution $S’_0$ d’acide éthanoïque $\ce{CH3COOH (aq)}$ de concentration apportée $\pu{0,10 mol.L-1}$.
Comme précédemment, préparer des solutions $S’_1$, $S’_2$, $S’_3$, $S’_4$ d’acide éthanoïque de concentration molaire $\pu{1,0e-2 mol.L-1}$ ; $\pu{1,0e-3 mol.L-1}$ ; $\pu{1,0e-4 mol.L-1}$ ; $\pu{1,0e-5 mol.L-1}$.
Mesure
- Mesurer le pH des solutions $S’_5$, $S’_4$, $S’_3$, $S’_2$, $S’_1$.
Résultats des mesures
| n° solution | 0' | 1' | 2' | 3' | 4' |
|---|---|---|---|---|---|
| pH | 3,0 | 3,4 | 3,9 | 4,7 | 5,3 |
Exploitation des résultats des mesures
Remplir le tableau :
| n° solution | 0' | 1' | 2' | 3' | 4' |
|---|---|---|---|---|---|
| $C (\pu{mol.L-1})$ | |||||
| pH | |||||
| $[\ce{H3O+}] (\pu{mol.L-1})$ | |||||
| $x_f$ | |||||
| $x_{max}$ |
-
À partir de la valeur du pH calculer la valeur de la concentration effective en ions oxonium $\ce{H3O+}$.
-
En déduire la valeur de l’avancement final $x_f$ pour chacune des transformations.
-
Pour chaque transformation calculer la valeur de l’avancement maximal $x_{max}$.
-
Ces transformations sont-elles totales ?
-
La valeur de la concentration apportée influe-t-elle sur le caractère limité de la transformation ?