Niveau école ingénieur

Solution d'acide nitrique

Posté par
tanvar 22-06-13 à 12:03

Bonjour,
voici mon énoncé:
On s'intéresse à une solution d'acide nitrique de concentration initiale égale à 1*10^-2 mol/L

1/ Etablir avec un tableau d'avancement de la mise en solution de cet acide, et
déterminer la composition du système à l'équilibre.

-> je trouve HNO3 + H2O = H3O+ +NO3- mais je ne vois pas comment déterminer la composition du système à l'équilibre en ne possédant que la concentration et le pKa..

2/Calculer le pH.
-> peut on dire que c'est un acide fort car pKa négatif et donc appliquer la formule, pH=-log (C0) ?
car ensuite on me demande de discuter du caractère "fort" de l'acide nitrique je ne comprend pas pourquoi..

Merci pour vos réponses

Posté par re : Solution d'acide nitrique 23-06-13 à 08:29

Bonjour,

Je pense que l'objet de l'exo est justement de te faire "retrouver" que l'acide nitrique est un acide fort

A l'équilibre tu as $K_a=  \frac{[H_3 O^+ ].[NO_3^-]}{[HNO_3]}$

En considérant:
- la conservation de la matière
- l'électro-neutralité
- le milieu acide, ie   $[OH^-] << [H_3O^+]}$

tu arrives à l'équation du 2nd degré:

$x^2 + K_a x- K_a c_0  = 0$ , où $x = [H_3O^+]$

Sa solution est: $x = \frac{K_a}{2}.(-1+\sqrt{1+4 \frac{c_0}{K_a} })$

Et là tu prends en considération $K_a >> c_0$

- pour arriver au "célèbre" $pH = -logc_0$ des acides forts ou des acides faibles fortement dilués
- conclure sur la dissolution totale et donc que l'acide nitrique est un acide fort

Posté par re : Solution d'acide nitrique 23-06-13 à 09:56

J'ai peu être été un peu elliptique sur la fin:

Le $pH = -logc_0$ s'obtient à partir de : $x = \frac{K_a}{2}.(-1+\sqrt{1+4 \frac{c_0}{K_a} })$

En faisant un DL d'ordre 1: $\sqrt{1+4 \frac{c_0}{K_a} } \approx 1 + 2\frac{c_0}{K_a}$

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