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pH d’une solution de carbonate de sodium

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Academic year: 2022

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Texte intégral

(1)

pH d’une solution de carbonate de sodium

Calculer le pH d’une solution de carbonate de sodium 0.0012 M (pKa1 (H2CO3/HCO3-

) = 6.30 ; pKa2 (HCO3-

/CO32-

) = 10.33)

• Espèces présentes : OH-, H2CO3, HCO3-

, CO32-

, H3O+, Na+

• Conservation de la matière : [H2CO3] + [HCO3-

] + [CO32-

] =1/2 [Na+]= c0 = 0.0012 M (1)

• Electroneutralité de la solution : [H3O+] + [Na+] = [OH-] + [HCO3-

] + 2 [CO32-

] (2)

• Constantes d’acidité : H CO H O HCO H O2 3+ 2 3+ 3 + K H O HCO

a1 3H CO 3

2 3

=

+ −

[ ].[ ]

[ ] (3)

HCO H O CO3-+ 2 32 H O+ 3 + K H O CO HCO

a2 3 32

3

= + −

[ ].[ ]

[ ]

(4)

L’espèce prédominante est l’ion carbonate CO32-

: le pH de la solution est supérieur à pKa2. Donc [CO32-

] >> [HCO3-

] >> [H2CO3]. De (1), on obtient donc [CO32-

] ≈≈ c0

En reportant [Na+] tiré de (1) dans (2), on obtient : [H3O+] + 2 [H2CO3]+ [HCO3-

] = [OH-].

Or, [OH-] >> [H3O+] et [HCO3-] >> [H2CO3]. On obtient alors [OH-] ≈≈ [HCO3-

].

En reportant dans l’expression de Ka2 on obtient K H O c OH

H O c

Ke

a2 3 0 3 2

= 0

+

− =

[ ]. +

[ ]

[ ] .

soit :

pH = ½ (pKe + pKa2) + ½ log c0

A.N. : pH = 10.70

L’approximation [CO32-] >> [HCO3-

] n’est pas vérifiée. : [CO32-

] + [HCO3-] ≈ c0 et donc [CO32-

] + [OH-] ≈ c0

En reportant dans l’expression de Ka2 on obtient :

K H O c OH

OH

H O c OH

Ke

H O c Ke H O

Ke

a2 3 0 3 2

0 3 2

0 3

= + − −

− = + − −

= + − +

[ ].( [ ])

[ ]

[ ] . ( [ ]) [ ] [ ]

, équation du second degré en [H3O+] : c0 [H3O+]2 - Ke [H3O+] - Ka2 Ke = 0 qui conduit à [H3O+] = 2,43.10-11 M, soit, pH = 10.61

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