Réponses

1. Nature des électrodes

Électrode de verre et électrode au calomel.

2. Schéma de l’électrode au calomel

3. Potentiel contant de l’électrode de référence

On travaille en milieu KCl saturé.

4. Réactions de dosage et constantes de réaction

CO₃^2- + H₃O⁺ = HCO₃^- + H₂O

K_I = 1 / K_A1 = 10^10,3 : Réaction totale sens 1.

HCO₃^- + H₃O⁺ = CO₂, H₂O + H₂O

K_II = 1 / K_A2 = 10^6,4 : Réaction totale sens 1.

5. Sauts de pH

Les constantes de réactions sont distinctes d’un facteur 10^3,9 : il y a donc deux sauts de pH.

6. Calculs des concentrations

C(Na₂CO₃) = C.V_E1 / E = 0,1 . 7,5 / 10

C(Na₂CO₃) = 75 mmol.L^-1.

C(KHCO₃) = C.(V_E2 – V_E1) / E

C(KHCO₃) = 0,1 . (20,7 – 7,5) / 10

C(KHCO₃) = 132 mmol.L^-1

7. Calculs de pH

pH (V = 0) : solution tampon :

pH = pK_A2 + log ( [CO₃^2-] / [HCO₃^-] )

pH = 10,3 + log (75 / 132)

pH = 10,05

pH (V= 7,5 mL) : première équivalence : on a en solution que l’ion hydrogénocarbonate : pH d’une solution d’ampholyte :

pH = ½ (pK_A1 + pK_A2)

pH = ½ (6,4 + 10,3)

pH= 8,35

pH (V = 14,1 mL) : nous sommes à V = ½ (V_E1 + V_E2), donc :

pH = pK_A1

pH = 6,4

pH (V = 20,7 mL) : nous sommes à la deuxième équivalence. Le pH de la solution est fixé par [CO₂, H₂O], un acide faible :

pC = -log C = -log [CO₂, H₂O]

pH = -log ( (0,075 + 0,132).10 / (10 + 40 + 20,7) ) = 1,53

pH = ½ (pK_A1 + pC)

pH = ½ (6,4 + 1,53)

pH = 3,97