L’électroneutralité d’une solution aqueuse

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• Dans l’eau pure : H2O(l) + H2O(l) H⇌ 3O+(aq) + OH-(aq) [H3O+] = [OH-]

• Pour NaCl(aq) : NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) [Na+] + [H3O+] = [OH-] + [Cl-]

• Pour MgCl2(aq) : MgCl2(aq) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) 2.[Mg2+] + [H3O+] = [OH-] + [Cl-]comme [Cl-] = 2.[Mg2+] on a bien [Cl-] + [H3O+] = [OH-] + [Cl-]

• Pour CH3OH(aq) : pas d’ionisation significative [H3O+] = [OH-]

• Pour Fe2(SO4)3(aq) : Fe2(SO4)3(aq) → 2 Fe3+(aq) + 3 SO42-(aq) 3.[Fe3+] + [H3O+] = [OH-] + 2.[SO4

2-]comme [Fe3+] = (2/3).[SO4

2-] on a bien 3.(2/3).[SO42-] +

[H3O+] = [OH-] + 2.[SO42-]

Lors de la construction d’un bilan d’électroneutralité il est vital de prendre en compte la charge de chaque particule au moyen d’un facteur multiplicatif égal à la valeur absolue de cette charge.

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L’électroneutralité d’une solution aqueuse

Vérifier l’électroneutralité pour cette analyse d’une eau minérale.

[Ca2+] = 2,4.10-3/40,1 = 6,0.10-5 M

[Mg2+] = 0,5.10-3/24,3 = 2,1.10-5 M

[Na+] = 3,1.10-3/23,0 = 1,3.10-4 M

[K+] = 0,4.10-3/39,1 = 1,0.10-5 M

[Cl-] = 3,0.10-3/35,5 = 8,5.10-5 M

[NO3-] = 3,0.10-3/62,0 = 4,8.10-5 M

[SO42-] = 2,0.10-3/96 = 2,1.10-5 M

[HCO3-] = 6,3.10-3/61 = 1,0.10-4 M

S(charges +) = 2. 6,0.10-5 + 2. 2,1.10-5 + 1,3.10-4 + 1,0.10-5 = 3,0.10-4 M

S(charges -) = 8,5.10-5 + 4,8.10-5 + 2. 2,1.10-5 + 1,0.10-4 = 2,8.10-4 M

Dès leur mise en solution (et ionisation partielle ou complète), les éléments des couples acide/base se répartissent dans les différentes formes possibles en fonction du pH du milieu.Beaucoup de problèmes (en particulier les problèmes "compliqués" qui font appel à l'électroneutralité) se simplifient considérablement au moyen des relations établies ci-dessous qui traduisent pour chacune un bilan de matière.

Répartition des espèces d’’un système Acide/Base selon le pH

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1. Les systèmes à une seule constante d'acidité:

𝐴 (𝑎𝑞 )+𝐻2𝑂 (𝑙 )⇌𝐵 (𝑎𝑞 )+𝐻3𝑂+¿ (𝑎𝑞 )𝐾 𝑎=¿¿ ¿

Les expressions recherchées font également appel au bilan de matière du couple.

H2O(l) + H2O(l) H⇌ 3O+(aq) + OH-(aq)

H2O(l) V

nA nB

𝑪𝑨+𝑪𝑩=𝑪=[ 𝑨 ]+ [𝑩 ]

Compositioninitiale

Compositionà l’équilibre

Pour parvenir à l’équilibre, les concentrations initiales se réarrangent mais le bilan atomique se conserve.

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Répartition des espèces d’’un système Acide/Base selon le pH

¿ [𝐵 ]=𝐾 𝑎 ∙ [ 𝐴 ]

¿¿.

[ 𝑨 ]=𝑪 ∙¿¿

[𝑩 ]=𝑪 ∙ 𝑲 𝒂¿¿

[𝐵 ]=𝐶−𝐶 ∙¿¿

[𝐵 ]=𝐶 ∙¿

Par convention (et pour faciliter une généralisation) on définit une proportion a0 qui se rapporte à l'espèce du système qui n'a pas perdu de proton ; a1 concerne l'espèce qui a perdu un proton avec a0 + a1 = 1.

Ce couple de relations définit la fraction de la concentration totale (C) attribuée aux deux formes à un pH donné.

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Répartition des espèces d’’un système Acide/Base selon le pH

2. Les systèmes à deux constantes d'acidité: 𝐶=[ 𝐴𝐻 2 ]+ [ 𝐴𝐻 ]+ [𝐴 ]

𝐾 𝑎1=¿¿ 𝐾 𝑎2=¿¿ 𝐾 𝑎1∙𝐾𝑎2=¿¿¿

𝐶=[ 𝐴𝐻 2 ]+ [ 𝐴𝐻 ]+𝐾 𝑎1 ∙𝐾𝑎2 ∙ [ 𝐴𝐻 2 ]

¿¿¿

𝐶 ∙¿¿

¿

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Répartition des espèces d’’un système Acide/Base selon le pH

3. Les systèmes à trois constantes d'acidité: 𝐶=[ 𝐴𝐻 3 ]+ [ 𝐴𝐻 2 ]+ [ 𝐴𝐻 ]+ [𝐴 ]

𝐾 𝑎1=¿¿ 𝐾 𝑎2=¿¿ 𝐾 𝑎3=¿ ¿Le calcul est fastidieux mais la méthode de construction des proportions (ai) devient évidente.

¿

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Après avoir défini les concentrations et les constantes d’acidité, choisir un pH d’initialisation du calcul (par exemple pH = 7) et appeler, puis paramétrer le solveur. Résoudre ensuite.

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Après avoir défini les concentrations et les constantes d’acidité, choisir un pH d’initialisation du calcul (par exemple pH = 7) et appeler, puis paramétrer le solveur. Résoudre ensuite.

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Après avoir défini les concentrations et les constantes d’acidité, choisir un pH d’initialisation du calcul (par exemple pH = 7) et appeler puis, paramétrer le solveur. Résoudre ensuite.