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Physique-Chimie

Chimie

Equilibre acide-base

Dans cette vidéo, Mathias de Studio explique l'hydrogénosulfate de sodium. Il indique que l'objectif de l'exercice est d'écrire l'équation de dissolution de l'hydrogénosulfate de sodium dans l'eau, l'équation de réaction acide-base de l'ion hydrogénosulfate avec l'eau, et d'exprimer la constante d'acidité du couple acide-base. Il explique également qu'il faut déduire les valeurs des concentrations des espèces chimiques présentes en solution et calculer la constante d'acidité, en se basant sur le pH de la solution qui est de 2,2. Pour résoudre l'exercice, il utilise un tableau d'avancement et détermine les concentrations finales des différentes espèces chimiques en solution. Il conclut en calculant la constante d'acidité (Ka) et en déduisant le pKa. Il souligne l'importance de savoir déterminer l'état d'un système et de comprendre quelles concentrations vont varier, tout en évitant d'oublier les ions spectateurs.

Bonjour à tous, Mathias de Studio et dans cette vidéo on va se pencher sur l'hydrogénosulfate de sodium. Alors, on prépare une solution d'hydrogénosulfate de sodium, donc Na plus HSO4- à que de concentration C qui vaut 1,010-2 mol par litre. Voici le contexte de l'exercice. Alors, la première question nous demande d'écrire l'équation de dissolution de l'hydrogénosulfate de sodium dans l'eau. C'est une équation de dissolution dans l'eau, c'est censé être plutôt aisé, donc on part du solide en question, HSO4-Na qui est solide, et donc sa dissolution dans l'eau nous donne la séparation en deux ions que sont Na plus HSO4-. La deuxième question nous demande d'écrire l'équation de la réaction acide-base de l'ion hydrogénosulfate avec l'eau. Très bien, alors c'est une réaction acide-base, on part d'un ion hydrogénosulfate qui va jouer le rôle d'acide, juste ici, et lorsqu'il réagit avec l'eau, il va donc donner sa base conjuguée. Lorsqu'on extrait un proton H+, on obtient SO4- et donc l'eau joue le rôle de base pour donner l'ion oxygène H3O+. Et la question 3 nous demande d'exprimer la constante d'acidité du couple acide-base. La constante d'acidité, on se rappelle la définition, soit directement avec le quotient des concentrations, soit en se rappelant qu'il s'agit de la constante d'équilibre de la réaction de l'acide avec l'eau. C'est exactement ce que l'on a écrit juste ici. Donc Ka, c'est la concentration en SO4- à l'équilibre fois la concentration en H3O+, le tout divisé par la concentration en HSO4- à l'équilibre. Ensuite, la question 4 nous indique que le pH de cette solution est égal à 2,2. Il faut en déduire les valeurs des concentrations de toutes les espèces chimiques présentes en solution, et il faut calculer la constante d'acidité. Alors là, il faut avoir des mécanismes automatiques, des réflexes qui nous viennent en tête. On nous demande de calculer des valeurs de concentration précises. Il faut directement se plonger sur un tableau d'avancement. Ici, bien sûr, on ne parle pas de titrage, donc il faut avoir absolument ce réflexe en tête. On se plonge dans le tableau d'avancement. Pour la réaction que l'on a écrite juste avant, on part d'une concentration C en HSO4-. Au final, on fait intervenir un avancement particulier, KiF. Au final, on a C-KiF en HSO4-, KiF en SO4- et KiF en H3O+. Alors comment est-ce qu'on peut déterminer ce KiF en particulier, vu que toutes les concentrations à l'équilibre dépendent de cet avancement volumique final ? En fait, on se rend compte que KiF, c'est la concentration en H3O+, et donc c'est 10-pH, 10 à la puissance moins pH. Or, on nous donne le pH considéré, on en déduit donc la concentration en H3O+, et bien c'est KiF, c'est 10 puissance, si on se souvient, 10 puissance 2,2, donc moins 2,2, pardon. Donc la concentration en H3O+, finale, elle est de 6,3 10-3 mol par litre. C'est également la concentration en SO4-, c'est la même chose, 6,3 10-3 mol par litre. Et qu'est-ce qui reste en HSO4, et bien C-KiF, et l'application numérique nous donne 3,7 10-3 mol par litre. Or attention, il ne faut pas tomber dans le piège ici des ions spectateurs, puisqu'on nous demande d'établir les concentrations de toutes les espèces chimiques présentes en solution. Il ne faut donc pas en oublier une seule. Or, on avait dix sous de l'hydrogénosulfate de sodium qui contenait des ions sodium Na+. Or, eux, ils étaient spectateurs, ils n'ont pas bougé. Donc la concentration, en finale, elle est toujours de 10-2 mol par litre. Et voilà, on a établi la concentration de tous les ions présents en solution. Et ensuite, pour calculer le Ka, on se base sur la relation que l'on a établie précédemment. Et l'application numérique nous donne 1,1 10-2. Dernière question, il faut en déduire son pKa. A partir du Ka, on connaît l'expression classique à connaître par cœur, pKa, c'est moins log de Ka. Donc l'application numérique nous donne un pKa qui est égal à 2. Voilà, c'est la fin de cet exercice très intéressant sur la manipulation des différentes réactions qui font intervenir de l'acide base. Il faut bien savoir déterminer l'état d'un système. A partir d'un état initial, il faut déterminer l'état final grâce à un tableau d'avancement. C'est très important d'avoir clair les idées dans sa tête sur quelle concentration va varier. Et ne pas oublier les différents zones spectateurs. Et à partir de là, on arrive dans des raisonnements très très beaux de chimie. Merci beaucoup d'avoir suivi cette vidéo et puis à bientôt !

Hydrogénosulfate de sodium

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