Calcul du pH après un Déversement Chimique
Comprendre l'Impact des Déversements Chimiques sur le pH
Les déversements accidentels de produits chimiques, qu'ils soient acides ou basiques, peuvent avoir des conséquences graves sur l'environnement aquatique. Une variation brutale du pH peut affecter la survie des organismes aquatiques, modifier la solubilité et la toxicité d'autres polluants, et perturber les équilibres écologiques. Il est donc crucial de pouvoir évaluer rapidement l'impact d'un déversement sur le pH d'un cours d'eau ou d'un plan d'eau. Cet exercice se concentre sur le calcul du pH résultant du déversement d'un acide fort dans un volume d'eau.
Données du Problème
- Substance déversée : Acide sulfurique (H₂SO₄)
- Volume de la solution d'acide sulfurique déversée (\(V_{\text{acide}}\)) : \(20.0 \, \text{L}\)
- Concentration molaire de la solution d'acide sulfurique déversée (\(C_{\text{acide}}\)) : \(6.0 \, \text{mol/L}\)
- Volume total de l'eau de l'étang affecté (\(V_{\text{étang}}\)) : \(500 \, \text{m}^3\)
- pH initial de l'eau de l'étang : \(7.0\) (neutre)
Schéma : Déversement d'Acide dans un Étang
Illustration schématique du déversement d'acide dans un étang.
Questions à traiter
- Calculer le nombre de moles d'acide sulfurique (\(n_{\text{H}_2\text{SO}_4}\)) déversées dans l'étang.
- Calculer le nombre total de moles d'ions H⁺ (\(n_{\text{H}^+}\)) libérées dans l'étang par la dissociation complète de l'acide sulfurique.
- Convertir le volume de l'eau de l'étang (\(V_{\text{étang}}\)) de m³ en litres (L).
- Calculer la concentration molaire finale des ions H⁺ ([\(\text{H}^+\)]) dans l'eau de l'étang après le mélange complet, en supposant que le volume de l'acide déversé est négligeable par rapport au volume de l'étang pour le calcul du volume final.
- Calculer le pH final de l'eau de l'étang.
- Si la concentration initiale de H₂SO₄ déversé était de \(0.6 \, \text{mol/L}\) au lieu de \(6.0 \, \text{mol/L}\), quel serait le nouveau pH final de l'étang (en refaisant les calculs nécessaires) ?
Correction : Calcul du pH après un Déversement Chimique
Question 1 : Nombre de moles de H₂SO₄ déversées
Principe :
Le nombre de moles (\(n\)) d'un soluté est le produit de sa concentration molaire (\(C\)) et du volume de la solution (\(V\)).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(C_{\text{acide}} = 6.0 \, \text{mol/L}\)
- \(V_{\text{acide}} = 20.0 \, \text{L}\)
Calcul :
Question 2 : Nombre total de moles d'ions H⁺ libérées
Principe :
L'acide sulfurique (H₂SO₄) est un diacide fort qui se dissocie complètement pour libérer deux ions H⁺ par molécule : \(\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}\).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(n_{\text{H}_2\text{SO}_4} = 120.0 \, \text{mol}\)
Calcul :
Question 3 : Conversion du volume de l'étang en litres
Principe :
Il faut convertir les mètres cubes (m³) en litres (L) pour avoir des unités cohérentes avec la concentration molaire.
Données spécifiques :
- \(V_{\text{étang}} = 500 \, \text{m}^3\)
Calcul :
Question 4 : Concentration molaire finale des ions H⁺
Principe :
La concentration molaire finale des ions H⁺ est le nombre total de moles de H⁺ divisé par le volume total de la solution (ici, le volume de l'étang, car le volume de l'acide déversé est considéré comme négligeable en comparaison).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(n_{\text{H}^+} = 240.0 \, \text{mol}\)
- \(V_{\text{étang}} = 5.00 \times 10^5 \, \text{L}\)
Calcul :
Question 5 : pH final de l'eau de l'étang
Principe :
Le pH est défini comme le cologarithme décimal de la concentration en ions H⁺.
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \([\text{H}^+] = 4.80 \times 10^{-4} \, \text{mol/L}\)
Calcul :
On arrondit généralement le pH à deux décimales : \(\text{pH} \approx 3.32\).
Question 6 : Nouveau pH final avec \(C_{\text{acide}} = 0.6 \, \text{mol/L}\)
Principe :
Nous refaisons les étapes 1, 2, 4 et 5 avec la nouvelle concentration d'acide.
Calculs :
Nouveau nombre de moles de H₂SO₄ (\(n'_{\text{H}_2\text{SO}_4}\)) :
Nouveau nombre de moles d'ions H⁺ (\(n'_{\text{H}^+}\)) :
Nouvelle concentration finale des ions H⁺ ([\(\text{H}^+\)]') :
Nouveau pH final :
On arrondit à \(\text{pH}' \approx 4.32\).
Quiz Rapide : Testez vos connaissances (Récapitulatif)
1. Un pH de 3 est combien de fois plus acide qu'un pH de 5 ?
2. La dissociation complète de H₂SO₄ en solution aqueuse produit :
3. Si la concentration en ions H⁺ est de \(1.0 \times 10^{-4} \, \text{mol/L}\), le pH est de :
4. Un déversement d'une base forte dans un lac neutre provoquerait :
Glossaire
- pH
- Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse. Il est défini comme le cologarithme décimal de l'activité des ions hydrogène (H⁺). Pour les solutions diluées, on utilise souvent la concentration molaire : \(\text{pH} = -\log_{10} [\text{H}^+]\).
- Acide Fort
- Acide qui se dissocie complètement en ions en solution aqueuse.
- Base Forte
- Base qui se dissocie complètement en ions (généralement OH⁻) en solution aqueuse.
- Dissociation
- Processus par lequel un composé chimique se sépare en ions plus petits lorsqu'il est dissous.
- Mole (mol)
- Unité de mesure de la quantité de matière.
- Concentration Molaire (Molarité, \(C\))
- Nombre de moles de soluté dissous par litre de solution (\(\text{mol/L}\) ou M).
- Stœchiométrie
- Étude des rapports quantitatifs entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique.
- CNTP (Conditions Normales de Température et de Pression)
- Conditions de référence (0°C et 1 atm) souvent utilisées pour les volumes de gaz.
- Capacité Tampon
- Capacité d'une solution à résister aux variations de pH lors de l'ajout d'un acide ou d'une base.
- Autoprotolyse de l'eau
- Réaction réversible dans laquelle deux molécules d'eau réagissent pour former un ion hydronium (H₃O⁺) et un ion hydroxyde (OH⁻). \(2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-\)
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