Chap. N° 13

Réactions chimiques

par échange

de protons.

Exercices.

 

   

 

Moteur de recherche sur les différents sites
 
 
 

I- Exercice 8 page 340 : Utiliser la définition du pH.

II- Exercice 10 page 340 : Étudier un équilibre chimique.

III- Exercice 11 page 340 : Montrer qu’une réaction est totale.

IV- Exercice 13 page 341 : Reconnaître deux couples acide / base.

V- Exercice 14 page 341 : étudier des réactions acido-basiques.

VI- Exercice 16 page 341 :

vérifier que l’autoprotolyse de l’eau est une réaction très limitée.

VII- Exercice 18 page 342 : Tracer un diagramme de prédominance.

VIII- Exercice 20 page 342 : Calculer le pH d’une solution d’acide fort.

IX- Exercice 21page 342 : Calculer le pH d’une solution de base forte.

X- Exercice 24 page 342-343 : Mesure d’un pH et incertitudes.

XI- Exercice 32 page 345 : Point isoélectrique de la glycine.


I- Exercice 8 page 340 : Utiliser la définition du pH.

 

1)- Rappeler les expressions permettant de calculer :

-     Le pH à partir de la concentration [H3O+] ;

-     La concentration [H3O+] à partir du pH.

2)- On dispose de quatre solution A, B, C et D telles que :

Solution

A

B

C

D

[H3O+]  (mol . L–1)

1,0 x 10–3

………

4,8 x 10–5

………

pH

………

3,4

………

9,8

-     Recopier puis compléter le tableau.

3)- Comment varie la concentration [H3O+]  lorsque le pH augmente ?

 

1)- Expressions permettant de calculer :

-     Le pH à partir de la concentration [H3O+] : pH = – log [H3O+]

-     La concentration [H3O+] à partir du pH : [H3O+] = 10– pH mol . L–1

-     Ceci pour une solution aqueuse diluée, [H3O+] ≤ 0,05 mol . L–1

2)- Tableau complété :

Solution

A

B

C

D

[H3O+]  (mol . L–1)

1,0 x 10–3

4,0 x 10–4

4,8 x 10–5

1,6 x 10–10

pH

3,0

3,4

4,3

9,8

3)- Variation de la concentration en [H3O+] :

-     Lorsque le pH augmente ↑, la concentration [H3O+diminue ↓.

 

 

II- Exercice 10 page 340 : Étudier un équilibre chimique.

 

Pour se défendre, les fourmis utilisent deux moyens :

Leurs mandibules, qui immobilisent l’ennemi, et la projection d’acide formique qui provoque des brûlures.

L’acide formique, ou acide méthanoïque, HCOOH, donne lieu à un équilibre chimique avec l’eau.

L’équation de la réaction, associée à cet équilibre est :

HCOOH (aq)     +   H2O (ℓ)    HCOO - (aq)    +   H3O + (aq)     

Le pH d’une solution d’acide formique de volume V = 50,0 mL

et de concentration molaire apportée C = 1,0 x 10–3 mol . L–1 vaut 3,5.

1)- Établir le tableau d’avancement de la réaction.

2)- Déterminer l’avancement maximal xmax.

3)- Calculer l’avancement final xf  de la réaction.

4)- Comparer xf et xmax. Conclure.

5)- Calculer les quantités de matières des espèces chimiques dans l’état d’équilibre final.

 

1)- Tableau d’avancement de la réaction.

Équation

HCOOH (aq)

 + H2O (ℓ)

 

HCOO (aq)

+   H3O + (aq)  

état

Avancement

x (mol)

  mol

  mol

 

mol 

mol 

État initial

(mol)

0

n = C . V

n 5,0 x 10–5

Solvant

 

0

Au cours

de la

transformation

x

C . V – x

n – x

Solvant

x

x

Avancement

final

xf

C . V – xf

n – xf

Solvant

xf

xf

Avancement

 maximal

xmax

C . V – xmax = 0

n – xmax = 0

Solvant

 

xmax

xmax

2)- Avancement maximal xmax.

-     L’eau étant le solvant, elle est en large excès.

-   L’acide méthanoïque est le réactif limitant.

-     n – xmax = 0

-     xmax = n 5,0 x 10–5 mol

3)- Avancement final xf de la réaction.

-     D’après le tableau d’avancement de la réaction : xf = néq (H3O +)

-     On connaît la valeur du pH de la solution :

-     pH = 3,5

-     Par définition :

-     pH  = - log [H3O+]éq cette relation est équivalente à [H3O+] éq = 10– pH mol . L–1

-     [H3O+] éq = 10 3,5 mol . L–1 

-     Avec : néq (H3O +) = [H3O+] éq . V

-     xf = néq (H3O +) = [H3O+] éq . V ≈ 10 3,5 . 50,0 x 10–3 mol

-     xf ≈ 1,6 x 10–5 mol

4)- Comparaison xf et xmax et conclusion :

-     xf  <  xmax, la réaction n’est pas totale, elle est limitée.

-   On atteint un équilibre chimique.

-   L’acide méthanoïque n’est pas totalement dissocié dans l’eau :

-   C’est un acide faible.

5)- Quantités de matières des espèces chimiques dans l’état d’équilibre final.

Équation

HCOOH (aq)

 + H2O (ℓ)

 

HCOO (aq)

+   H3O + (aq)  

état

Avancement

x (mol)

  mol

  mol

 

mol 

mol 

État initial

(mol)

0

n = C . V

n 5,0 x 10–5

Solvant

 

0

Au cours

de la

transformation

x

C . V – x

n – x

Solvant

x

x

Avancement

final

xf

3,4 x 10–5

Solvant

1,6 x 10–5

1,6 x 10–5

Avancement

 maximal

xmax

C . V – xmax = 0

n – xmax = 0

Solvant

 

xmax

xmax

 

 

III- Exercice 11 page 340 : Montrer qu’une réaction est totale.

 

Une solution aqueuse S d’acide bromhydrique est obtenue en faisant réagir

du bromure d’hydrogène avec de l’eau, selon la réaction d’équation :

HBr (g)     +   H2O (ℓ)    Br - (aq)    +   H3O + (aq) 

Le pH de la solution S,

sa concentration molaire C en soluté apporté

et son volume  V valent respectivement :

-     pH = 2,6 ; C = 2,51 x 10–3 mol . L–1  et V = 50,0 mL.

1)- Établir le tableau d’avancement de la réaction.

2)- Calculer l’avancement maximal xmax, puis l’avancement final xf de la réaction.

3)- La réaction étudiée est-elle totale ?

       Comment cela se traduit-il dans l’écriture de l’équation de la réaction.

 

1)- Tableau d’avancement de la réaction.

Équation

HBr (g)

+ H2O (ℓ)

Br (aq)

+   H3O + (aq)

état

Avancement

x (mol)

  mol

  mol

 

mol 

mol 

État initial (mol)

0

n = C . V

n 1,26 x 10–4

Solvant

 

0

Au cours de la

transformation

x

C . V – x

n – x

Solvant

x

x

Avancement

final

xf

C . V – xf

n – xf

Solvant

xf

xf

Avancement

 maximal

xmax

C . V – xmax = 0

n – xmax = 0

Solvant

 

xmax

xmax

 

2)- Avancement maximal xmax et avancement final xf de la réaction.

-     Avancement final :

-     L’eau étant le solvant, elle est en large excès. L’acide bromhydrique  est le réactif limitant.

-     n – xmax = 0

-     xmax = n 1,26 x 10–4 mol ≈ 1,3 x 10–4 mol (si on garde deux chiffres significatifs)

-     Avancement final :

-     On connaît la valeur du pH de la solution :

-     pH = 2,6

-     Par définition :

-     pH  = - log [H3O+]éq cette relation est équivalente à [H3O+] éq = 10– pH mol . L–1

-     [H3O+] éq = 10 2,6 mol . L–1 

-     Avec : néq (H3O +) = [H3O+] éq . V

-     xf = néq (H3O +) = [H3O+] éq . V ≈ 10 2,6 . 50,0 x 10–3 mol

-     xf ≈ 1,3 x 10–4 mol

-     Comme la quantité de matière a été déterminée à partir d’une valeur de pH,

-  on ne peut donner le résultat qu’avec deux chiffres significatifs.

-     On remarque que xmax ≈ xf.

3)- Réaction totale.

-     xmax = n 1,26 x 10–4 mol ≈ 1,3 x 10–4 mol (si on garde deux chiffres significatifs)

-     xf ≈ 1,3 x 10–4 mol

-     La réaction est totale car xmax = xf  (au nombre de chiffres significatifs près)

-     La molécule de bromure d’hydrogène n’existe pas en solution aqueuse.

-     La réaction entre le bromure d’hydrogène et l’eau s’écrit avec une flèche dans le sens direct.

HBr (g)     +   H2O (ℓ)  →  Br - (aq)    +   H3O + (aq) 

-     Remarque : on est en présence d’un acide fort : pH = – log C, avec 10 2 mol . L–1C ≤ 10 6 mol . L–1

 

IV- Exercice 13 page 341 : Reconnaître deux couples acide / base.

 L’aniline réagit avec l’eau selon la réaction d’équation :

C6H5NH2 (aq)     +   H2O (ℓ)    C6H5NH3+ (aq)    +   HO (aq)

1)- Identifier les deux couples acide / base associés à la réaction.

2)- L’aniline est-elle un acide faible ou une base faible dans l’eau ?

3)- Montrer que la réaction acido-basique précédente s’interprète comme l’échange d’un proton entre deux espèces appartenant à deux couples acide / base différents.

 

1)- Identification les deux couples acide / base associés à la réaction.

-     Couples (1) : H2O (ℓ) / HO (aq)

-     Couples (2) : C6H5NH3+ (aq) / C6H5NH2 (aq)

2)- L’aniline une base faible dans l’eau :

-     D’après l’équation donnée, on remarque qu’il y a une double flèche :

-     Cela indique que la réaction entre l’aniline est l’eau n’est pas totale.

-   On est en présence d’un équilibre chimique.

-     De plus la réaction donne des ions hydroxyde HO (aq).

-     L’aniline est une base faible dans l’eau.

-     Formule de l’aniline :

 

 

 

 

 

3)- Étude de la réaction acido-basique :

H2O (ℓ)

 

 

 

HO (aq)

+

H+

(1)

C6H5NH2 (aq)

+

H+

 

C6H5NH3+ (aq)

 

 

(2)

H2O (ℓ)

+

C6H5NH2 (aq)

 

HO (aq)

+

C6H5NH3+ (aq)

(1)   + (2)

 

 

V- Exercice 14 page 341 : étudier des réactions acido-basiques.

 

Un comprimé effervescent contient entre autres, de l’acide acétylsalicylique (ou aspirine), C9H8O4,

 et de l’hydrogénocarbonate de sodium, NaHCO3.

L’aspirine C9H8O4 (aq), est un acide faible dans l’eau et

l’ion hydrogénocarbonate, HCO3 (aq), est une base faible dans l’eau.

1)- Écrire l’équation de la réaction qui se produit entre l’aspirine et l’eau.

2)- Écrire l’équation de dissolution de l’hydrogénocarbonate de sodium dans l’eau, en la considérant comme totale.

3)- L’acide conjugué de l’ion hydrogénocarbonate HCO3 (aq) est le dioxyde de carbone dissous CO2, H2O (aq).

Écrire l’équation de la réaction qui se produit entre l’ion hydrogénocarbonate et l’aspirine.

4)- Justifier l’effervescence observée lors de la dissolution du comprimé dans l’eau.

 

Pour aller plus loin :  Formulation et dosage de l’Aspirine. Effet Tampon

1)- Équation de la réaction qui se produit entre l’aspirine et l’eau.

-     L’aspirine est un acide faible dans l’eau. On arrive à un équilibre chimique (double flèche).

C9H8O4 (aq)     +   H2O (ℓ)    C9H7O4 (aq)     +   H3O + (aq)     

 

(aq)

+

H2O (ℓ)

 

(aq)

+

H3O + (aq)

Acide acétylsalicylique

 

 

 

Ion acétylsalicylate

 

 

2)- Équation de dissolution de l’hydrogénocarbonate de sodium dans l’eau, en la considérant comme totale.

-     Réaction totale : une simple flèche dans le sens direct.

 

Eau

 

 

 

NaHCO3 (s)

Na+ (aq)

+

HCO3 (aq)

3)- Équation de la réaction qui se produit entre l’ion hydrogénocarbonate et l’aspirine.

C9H8O4 (aq)

+

HCO3 (aq)

 

C9H7O4 (aq)

+

CO2, H2O (aq)

Acide acétylsalicylique

 

 

 

Ion acétylsalicylate

 

 

 

(aq)

+

HCO3 (aq)

 

(aq)

+

CO2, H2O (aq)

Acide acétylsalicylique

 

Ion

hydrogénocarbonate

 

Ion acétylsalicylate

 

Dioxyde de

carbone dissous

4)- Effervescence observée lors de la dissolution du comprimé dans l’eau.

-     En milieu acide, les ions hydrogénocarbonate se transforment en dioxyde de carbone.

-     La solubilité du dioxyde de carbone dans l’eau à 25 °C est de l’ordre de 0,1 mol / L.

-     La limite de solubilité est très vite atteinte et on observe un dégagement gazeux de dioxyde de carbone.

Pour aller plus loin :  Formulation et dosage de l’Aspirine. Effet Tampon

 

VI- Exercice 16 page 341 : vérifier que l’autoprotolyse de l’eau est une réaction très limitée.

 

La réaction d’autoprotolyse de l’eau a lieu dans toute solution aqueuse et notamment dans l’eau pure.

Des mesures précises réalisées en laboratoire ont montré qu’à 25 ° C le pH de l’eau pure est égal à 7,0.

On considère un volume V = 1,0 L d’eau pure à 25 ° C.

1)- Reproduire et compléter le tableau d’avancement ci-dessous, associé à la réaction d’autoprotolyse de l’eau :

Équation

 2 H2O (ℓ)

H3O + (aq)

+ HO (aq)

état

Avancement

x (mol)

  mol

 

mol 

mol 

État initial

0

n0

 

0

État intermédiaire

x

……

……

……

État final

xf

……

……

……

2)- Calculer la quantité de matière initiale d’eau notée n0.

3)- Calculer la valeur de l’avancement maximal xmax.

4)- Déduire du pH, la valeur de l’avancement final xf.

5)- Comparer xf et xmax. Conclure.

-     Donnée : masse volumique de l’eau μeau = 1000 g . L–1.

 

1)- Tableau d’avancement :

Équation

 2 H2O (ℓ)

H3O + (aq)

+ HO (aq)

état

Avancement

x (mol)

  mol

 

mol 

mol 

État initial

0

n0 ≈ 56

 

0

État

intermédiaire

x

n0 – 2 x

x

x

État final

xf

n0 – 2 xf

xf

xf

2)- Quantité de matière initiale d’eau notée n0.

-      

3)- Valeur de l’avancement maximal xmax.

-     L’avancement total est atteint lorsque l’eau a été totalement consommée :

-      

4)- Valeur de l’avancement final xf.

-     On connaît la valeur du pH de la solution :

-     pH = 7,0

-     Par définition :

-     pH  = - log [H3O+]éq cette relation est équivalente à [H3O+] éq = 10– pH mol . L–1

-     [H3O+] éq = 10 7,0 mol . L–1 

-     Avec : néq (H3O +) = [H3O+] éq . V

-     xf = néq (H3O +) = [H3O+] éq . V ≈ 10 7,0 x 1,0 mol

-     xf ≈ 1,0 x 10–7 mol

-     Comme la quantité de matière a été déterminée à partir d’une valeur de pH,

-   On ne peut donner le résultat qu’avec deux chiffres significatifs.

5)- Comparer xf et xmax. Conclure.

-     xf ≈ 1,0 x 10–7 mol et xmax ≈ 28 mol.

-     xf << xmax

-     Le nombre de molécules d’eau dissociées est très faible.

-     La réaction est très limitée dans le sens direct.

-   On est en présence d’un équilibre chimique.

-     La réaction est quasi totale dans le sens inverse (réaction acido-basique).

Chap N° 05 Réactions acido-basiques (programme 2002)

 

VII- Exercice 18 page 342 : Tracer un diagramme de prédominance.

 

L’ammoniac NH3 (aq) est une base faible dans l’eau.

Le couple ion ammonium / ammoniac a pour constante d’acidité :

KA = 6,3 x 10–10 à 25 ° C.

1)- Calculer le pKA associé au couple acide / base.

2)- Tracer le diagramme de prédominance correspondant.

3)- Le pH d’une solution aqueuse d’ammoniac vaut 10,6.

a)-   Quelle est l’espèce prédominante dans la solution ?

b)-  Calculer la valeur du quotient .

c)-   Le résultat obtenu est-il en accord avec la réponse à la question 3)- a)- ?

 

1)- Valeur du pKA associé au couple acide / base.

-     Par définition : pKA = – log KA,      soit      KA = 10pKA

-     pKA = – log KA = – log (6,3 x 10–10)

-     pKA = 9,2

2)- Diagramme de prédominance correspondant.

 

3)- Le pH d’une solution aqueuse d’ammoniac vaut 10,6.

a)-   Espèce prédominante dans la solution :

-     Dans ce cas pH > pKA, l’espèce qui prédomine est l’ammoniac NH3 (aq)

-     Avec le diagramme de prédominance :

 

b)-  Valeur du quotient  :

-     On utilise la relation : Additif (pour retrouver la relation)

-    

-      

c)-   Le résultat obtenu est en accord avec la réponse à la question 3)- a)- :

-     NH3 prédomine devant NH4+

Additif : Pour retrouver la relation

-     Étude du couple NH4+ (aq) / NH3 (aq) :

-     À ce couple est associée la réaction suivante :

NH4+ (aq)

+

H2O (ℓ)

NH3 (aq)

+

H3O + (aq)

-     On associe à cette réaction la constante d’acidité :

-      

-     En utilisant pKA = – log KA

-      

 

VIII- Exercice 20 page 342 : Calculer le pH d’une solution d’acide fort.

 

L’acide nitrique HNO3 (ℓ) est un acide fort dans l’eau.

On considère une solution aqueuse S d’acide nitrique

de concentration molaire en soluté apporté C = 2,5 x 10–3 mol . L–1.

1)- Définir un acide fort dans l’eau.

2)- Écrire l’équation de la réaction entre l’acide nitrique HNO3 (ℓ) et l’eau.

3)- Calculer le pH de la solution S.

4)- On dilue dix fois la solution S : on obtient une solution S’.

       Quel est le pH de la solution S’ ?

 

1)- Définition un acide fort dans l’eau.

-     Un acide AH est fort dans l’eau si sa réaction avec l’eau est totale.

-     L’équation de cette réaction s’écrit alors avec une simple flèche :

AH (aq)

+

H2O (ℓ)

A (aq)

+

H3O + (aq)

2)- Équation de la réaction entre l’acide nitrique HNO3 (ℓ) et l’eau.

HNO3 (ℓ)

+

H2O (ℓ)

NO3 (aq)

+

H3O + (aq)

3)- Valeur du pH de la solution S.

-     Le pH d’une solution diluée d’acide fort, de concentration C en soluté apporté, est :

pH = – log C

Valable pour 10 –2 mol . L–1 C ≤ 10 –6 mol . L–1

-     La valeur de la concentration C = 2,5 x 10–3 mol . L–1 appartient bien au domaine de validité :

-     pH = – log C = – log (2,5 x 10–3)

-     pH ≈ 2,6

4)- Valeur du pH de la solution S’ ?

-     On a effectué une dilution :

-     C’ = C / 10

-     C’= 2,5 x 10–4 mol . L–1

-     La valeur de la concentration C’ = 2,5 x 10–4 mol . L–1 appartient bien au domaine de validité :

-     pH = – log C = – log (2,5 x 10–4)

-     pH ≈ 3,6

 

IX- Exercice 21page 342 : Calculer le pH d’une solution de base forte.

 

Une solution aqueuse S d’hydroxyde de sodium est préparée par dissolution totale du solide NaOH (s).

La solution obtenue est une solution de base forte de concentration C = 5,0 x 10–2 mol . L–1.

1)- Écrire l’équation de la dissolution.

2)- Calculer le pH de la solution S.

3)- On dilue dix fois la solution : on obtient une solution S’. Quel est le pH de la solution S’ ?

 

1)- Équation de la dissolution.

-     La réaction de dissolution de l’hydroxyde de sodium NaOH (s) est une réaction totale dans l’eau.

-     Solution aqueuse d’hydroxyde de sodium :

NaOH (s) + H2O (ℓ)  →  (Na+, H2O) (aq)  +  OH (aq)

-     Cela revient à la dissolution d’un composé ionique dans l’eau que l’on peut écrire plus simplement :

 

Eau

 

 

 

NaOH (s)

Na+ (aq)

+

HO (aq)

-     formule de la soude : {Na+ (aq) + HO (aq)} (solution aqueuse d’hydroxyde de sodium)

2)- Valeur du pH de la solution S.

-     Une base A est forte dans l’eau si sa réaction avec l’eau est totale.

-     L’équation de cette réaction s’écrit alors avec une simple flèche :

A (aq)

+

H2O (ℓ)

AH  aq)

+

HO (aq)

-     Le pH d’une solution diluée de base forte, de concentration C en soluté apporté, est :

pH = 14 + log C

Valable pour 10 –2 mol . L–1 C ≤ 10 –6 mol . L–1

-     La valeur de la concentration C = 5,0 x 10–2 mol . L–1appartient bien au domaine de validité :

-     pH = 14 + log C = 14 + log (5,0 x 10–2)

-     pH ≈ 12,7

-     pH ≈ 13

3)- Valeur du pH de la solution S

-     On a effectué une dilution :

-     C’ = C / 10

-     C’= 5,0 x 10–3 mol . L–1

-     La valeur de la concentration C’ = 2,5 x 10–4 mol . L–1 appartient bien au domaine de validité :

-     pH = 14 + log C = 14 + log (5,0 x 10–3)

-     pH ≈ 11,7

-     pH ≈ 12

 

X- Exercice 24 page 342-343 : Mesure d’un pH et incertitudes.

 

1)- Le pH-mètre :

a)-   Quel réglage du pH-mètre doit-on réaliser avant de mesurer le pH de la solution.

b)-  Comment nomme-t-on les solutions permettant de réaliser ce réglage ?

2)- Sachant que l’incertitude de la mesure donnée par le pH-mètre est de  :

0,05 unité pH, écrire le résultat de la mesure sous la forme :

pHsolution = pHmesuré ±  U (pH)

3)- En déduire un encadrement de la concentration [H3O+]solution correspondante et l’incertitude U ([H3O+]).

4)- Calculer l’incertitude relative .

5)- Pourquoi la concentration [H3O+]solution, déduite d’une mesure de pH, doit-elle s’exprimer avec, au plus, deux chiffres significatifs ?

 

1)- Le pH-mètre :

a)-   Réglage du pH-mètre :

étalonnage du pH-mètre

-     Il est nécessaire d’étalonner le pH-mètre avant toute mesure.

-     L’étalonnage du pH-mètre nécessite l’utilisation de deux solutions étalons (solutions tampons) de pH connu.

-     Il faut régler aussi le bouton température sur la valeur de la température de la solution.

b)-  Les solutions utilisées :

-     Solutions étalons (pH1 = 4,00 ; pH2 = 7,00)

2)- Incertitude de la mesure donnée par le pH-mètre :

-     pHsolution = pHmesuré ± U (pH)

-     pHsolution = 2,52 ± 0,05

3)- Encadrement de la concentration [H3O+]solution correspondante et l’incertitude U ([H3O+]).

-     De la relation :

-     pHsolution = 2,52 ± 0,05

-     On tire : Encadrement de la valeur du pH

2,47  ≤  pHsolution ≤  2,57

-     Par définition : [H3O+] = 10pH mol . L–1

-     [H3O+]mesuré = 10– 2,52 mol . L–1

-     [H3O+]mesuré  ≈ 3,02 x 10–3 mol . L–1 (avec 3 chiffres significatifs)

-     Par définition :  pH = – log [H3O+]

2,47  ≤  pHsolution ≤  2,57

2,47  ≤  – log [H3O+]solution  ≤  2,57

2,47  ≥  log [H3O+]solution  ≥  2,57

-     Comme la fonction logarithme décimal est une fonction croissante :

x1 < x2 Þ log x1 < log  x2

et

log a ≤  log x ≤ log b Þ 10a ≤   x  ≤ 10b

-     On obtient :

10– 2,47 mol . L–1 ≥  [H3O+]solution  ≥ 10– 2,57 mol . L–1

3,39 x 10–3 mol . L–1 ≥  [H3O+]solution  ≥ 2,69 x 10–3 mol . L–1

2,69 x 10–3 mol . L–1 ≤  [H3O+]solution  ≤  3,39 x 10–3 mol . L–1

-     Incertitude sur la valeur de la concentration [H3O+]solution de la solution :

-  L’incertitude U ([H3O+] = 0,35 x 10–3  mol . L–1

-     [H3O+] solution  = (3,04 ± 0,35) x 10–3  mol . L–1

4)- Valeur de l’incertitude relative :

-     Valeur de l’incertitude sur la mesure du pH :

-      

-     Valeur de l’incertitude relative sur la valeur de la concentration [H3O+]solution :

-      

-     Une incertitude relative d’environ 2 % sur la valeur du pH entraîne une incertitude relative d’environ 10 % (plus de 5 fois plus) sur celle de la concentration [H3O+]solution.

-   Cela provient du fait que l'on utilise une échelle logarithmique (logarithme décimal)

5)- La concentration [H3O+]solution et chiffres significatifs :

-     Conséquence :

Une mesure de pH effectuée à 0,05 unité près conduit à une valeur de la concentration [H3O+] connue à 11,5 % près.

Une simple mesure de pH ne peut donner une concentration avec précision.

-     Il faut limiter le nombre de chiffres significatifs pour représenter une concentration déduite de la valeur du pH.

-     Toute concentration déduite de la valeur du pH sera exprimée avec :

 2 chiffres significatifs au maximum .

-     Dans le cas présent, on donne :

-     [H3O+]solution  ≈ 3,0 x 10–3 mol . L–1

 

XI- Exercice 32 page 345 : Point isoélectrique de la glycine.