Exercices Physique Chimie

Neutralisation des Déchets Acides dans l’Industrie

Exercice : Neutralisation des Déchets Acides

Neutralisation des Déchets Acides dans l’Industrie

Contexte : Le traitement des effluents industriels.

Une usine de traitement de surface rejette chaque jour un volume important d'eaux usées contenant de l'acide sulfuriqueH₂SO₄, un diacide fort très corrosif, utilisé dans de nombreux procédés industriels.. Avant de pouvoir être rejetées dans le milieu naturel, ces eaux doivent être traitées pour ramener leur pHPotentiel Hydrogène. C'est une mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution. Un pH de 7 est neutre. à une valeur proche de la neutralité, conformément aux réglementations environnementales. Le traitement choisi est une neutralisationRéaction chimique entre un acide et une base qui forme de l'eau et un sel, ramenant le pH de la solution vers 7. par ajout d'une solution d'hydroxyde de sodium (soude).

Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre l'application directe des concepts de réactions acido-basiques et de la stœchiométrie à un problème concret et essentiel de chimie environnementale et industrielle.

Objectifs Pédagogiques

  • Écrire et équilibrer l'équation d'une réaction de neutralisation acido-basique.
  • Calculer le pH d'une solution d'acide fort.
  • Appliquer la stœchiométrie pour déterminer les quantités de réactifs nécessaires.
  • Calculer des masses et des concentrations molaires dans le contexte d'un titrage.

Données de l'étude

L'usine rejette un volume \(V_{\text{acide}} = 10 000 \text{ L}\) d'effluents acides par jour. Une analyse révèle que la concentration en acide sulfurique est \(C_{\text{acide}} = 5,00 \times 10^{-2} \text{ mol·L}^{-1}\).

Agent Neutralisant
Caractéristique Valeur
Produit utilisé Solution d'hydroxyde de sodium (NaOH)
Concentration (\(C_{\text{base}}\)) 2,00 mol·L⁻¹
État Liquide, aqueux
Schéma du procédé de neutralisation
Soude (NaOH) C_base = 2,0 mol/L Cuve de Traitement Effluent H₂SO₄ V_acide = 10 000 L
Donnée Symbole Valeur Unité
Masse Molaire Hydrogène M(H) 1,0 g·mol⁻¹
Masse Molaire Oxygène M(O) 16,0 g·mol⁻¹
Masse Molaire Sodium M(Na) 23,0 g·mol⁻¹
Masse Molaire Soufre M(S) 32,1 g·mol⁻¹

Questions à traiter

  1. Écrire l'équation de la réaction de neutralisation entre l'acide sulfurique et l'hydroxyde de sodium.
  2. Calculer le pH initial de la solution d'effluents acides.
  3. Déterminer le volume de solution d'hydroxyde de sodium (\(V_{\text{base}}\)) nécessaire pour atteindre l'équivalence (neutralisation complète).
  4. Calculer la masse de pastilles d'hydroxyde de sodium pur (NaOH) que l'usine doit acheter chaque jour pour préparer cette solution.
  5. Après neutralisation, quelle est la concentration molaire en ions sulfate (SO₄²⁻) dans le volume total d'eau traitée ?

Les bases sur les réactions acido-basiques

Cet exercice repose sur les principes fondamentaux des réactions entre acides et bases, un pilier de la chimie en solution.

1. Acides et Bases Forts
Un acide fort est une espèce qui se dissocie totalement dans l'eau pour libérer des ions H⁺ (ou H₃O⁺). L'acide sulfurique H₂SO₄ est un diacide fort, il libère deux protons. Une base forte comme NaOH se dissocie totalement pour libérer des ions OH⁻.

2. Calcul du pH
Pour un acide fort, la concentration en ions H₃O⁺ est directement liée à la concentration de l'acide. La formule du pH est : \[ \text{pH} = -\log \left[ \text{H}_3\text{O}^+ \right] \]

3. Stœchiométrie à l'équivalence
À l'équivalence d'une réaction de neutralisation, les réactifs (acide et base) ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. La relation est : \[ \frac{n_{\text{acide}}}{a} = \frac{n_{\text{base}}}{b} \quad \text{ou} \quad \frac{C_a V_a}{a} = \frac{C_b V_b}{b} \] où \(a\) et \(b\) sont les coefficients stœchiométriques respectifs de l'acide et de la base.

Correction : Neutralisation des Déchets Acides dans l’Industrie

Question 1 : Équation de la réaction

Principe

La première étape consiste à modéliser la transformation chimique. Il s'agit d'une réaction de neutralisation classique entre un acide et une base, qui produit de l'eau et un sel. Il est crucial de bien identifier les réactifs et les produits et d'équilibrer les atomes et les charges pour respecter la loi de conservation de la matière.

Mini-Cours

L'acide sulfurique (H₂SO₄), un diacide, réagit avec l'hydroxyde de sodium (NaOH), une monobase. Les ions H⁺ de l'acide réagissent avec les ions OH⁻ de la base pour former de l'eau (H₂O). Les ions restants, dits "spectateurs", Na⁺ (de la base) et SO₄²⁻ (de l'acide), s'associent pour former le sel, le sulfate de sodium (Na₂SO₄).

Remarque Pédagogique

Pour équilibrer ce type de réaction, commencez toujours par la réaction fondamentale H⁺ + OH⁻ → H₂O. Puis, comptez combien de H⁺ et de OH⁻ chaque molécule peut libérer. H₂SO₄ libère deux H⁺, il faudra donc deux OH⁻, et par conséquent deux molécules de NaOH, pour une neutralisation complète.

Normes

L'écriture des formules chimiques et des équations de réaction suit les conventions internationales établies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA ou IUPAC en anglais), garantissant une compréhension universelle.

Formule(s)

Structure générale d'une réaction de neutralisation

\[ \text{Acide} + \text{Base} \rightarrow \text{Sel} + \text{Eau} \]
Hypothèses

On suppose que la réaction est totale et complète. C'est-à-dire que tous les réactifs introduits dans les bonnes proportions réagissent jusqu'à épuisement de l'un d'eux.

Donnée(s)
Espèce ChimiqueFormule
Réactif 1Acide sulfurique (H₂SO₄)
Réactif 2Hydroxyde de sodium (NaOH)
Astuces

Pour équilibrer, traitez l'ion polyatomique sulfate (SO₄²⁻) comme une seule entité. Il y en a un de chaque côté. Ensuite, équilibrez les métaux (Na), puis les autres atomes (H et O).

Schéma (Avant les calculs)

Avant la réaction, les solutions contiennent les ions dissociés.

Ions en solution avant réaction
Bécher Acide2 H⁺SO₄²⁻Bécher BaseNa⁺OH⁻
Calcul(s)

Étape 1 : On écrit les réactifs et produits

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 + \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]

Étape 2 : On équilibre les ions Na⁺ (il en faut 2 à gauche)

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 + 2\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]

Étape 3 : On équilibre les atomes H et O en ajustant l'eau

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 \text{ (aq)} + 2 \text{ NaOH (aq)} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 \text{ (aq)} + 2 \text{ H}_2\text{O (l)} \]
Schéma (Après les calculs)

Après réaction, il ne reste que le sel dissous et l'eau.

Ions en solution après réaction
Solution Finale (pH=7)2 Na⁺SO₄²⁻H₂O
Réflexions

L'équation montre que l'acide sulfurique est un diacide. Cette caractéristique est la clé de l'exercice car elle impose un rapport stœchiométrique de 1 pour 2, et non de 1 pour 1 comme avec un monoacide (tel que HCl).

Points de vigilance

L'erreur la plus commune est d'oublier que l'acide sulfurique est un diacide et d'écrire une équation avec un rapport 1:1. Cela fausserait tous les calculs de quantité de matière qui suivent.

Points à retenir

Retenir la méthode d'équilibrage et surtout le rapport stœchiométrique final. Pour un diacide fort et une monobase forte, il faut toujours 2 moles de base pour 1 mole d'acide.

Le saviez-vous ?

La réaction de neutralisation est exothermique, c'est-à-dire qu'elle dégage de la chaleur. À l'échelle industrielle, cette chaleur doit être gérée pour éviter une surchauffe des cuves de traitement.

FAQ
Pourquoi le sel est-il Na₂SO₄ et non NaSO₄ ?

L'ion sodium est Na⁺ (charge +1) et l'ion sulfate est SO₄²⁻ (charge -2). Pour que le composé soit électriquement neutre, il faut deux ions sodium pour compenser la double charge négative de l'ion sulfate.

Résultat Final
\[ \text{H}_2\text{SO}_4 \text{ (aq)} + 2 \text{ NaOH (aq)} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 \text{ (aq)} + 2 \text{ H}_2\text{O (l)} \]
A vous de jouer

Équilibrez la réaction entre l'acide phosphorique (H₃PO₄) et l'hydroxyde de potassium (KOH).

Question 2 : pH initial de l'effluent

Principe

Le pH mesure l'acidité d'une solution. Comme l'acide sulfurique est un acide fort, on considère qu'il se dissocie totalement dans l'eau. Le calcul du pH découle directement de la concentration en ions oxonium H₃O⁺ libérés lors de cette dissociation.

Mini-Cours

Le pH est une échelle logarithmique de base 10. Cela signifie qu'une solution de pH 1 est 10 fois plus acide qu'une solution de pH 2, et 100 fois plus acide qu'une solution de pH 3. Pour les acides forts, la concentration [H₃O⁺] est directement proportionnelle à la concentration de l'acide.

Remarque Pédagogique

Pour un acide fort, le pH sera toujours très inférieur à 7. Si votre calcul donne un résultat supérieur à 3 ou 4 pour un acide en concentration "classique", vérifiez que vous n'avez pas oublié de prendre en compte la polyacidité ou fait une erreur de calcul.

Normes

L'échelle de pH est une convention universelle en chimie. Les réglementations environnementales fixent des limites de pH pour les rejets industriels (généralement entre 6,5 et 8,5) pour protéger la faune et la flore aquatiques.

Formule(s)

Équation de dissociation de l'acide sulfurique

\[ \text{H}_2\text{SO}_4 + 2 \text{ H}_2\text{O} \rightarrow 2 \text{ H}_3\text{O}^+ + \text{SO}_4^{2-} \]

Formule de calcul du pH

\[ \text{pH} = -\log_{10} \left[ \text{H}_3\text{O}^+ \right] \]
Hypothèses

On considère que la dissociation de l'acide sulfurique est totale pour ses deux acidités. C'est une approximation forte (la 2ème acidité n'est pas si forte), mais c'est l'hypothèse standard au niveau terminale.

Donnée(s)
ParamètreSymboleValeurUnité
Concentration Acide\(C_{\text{acide}}\)5,00 x 10⁻²mol·L⁻¹
Astuces

Quand une concentration est une puissance de 10 simple, comme \(10^{-1}\), \(10^{-2}\), le pH est directement l'exposant (sans le signe moins). Ici, \([H_3O^+] = 0,1 = 10^{-1} \text{ mol/L}\), donc on peut deviner que le pH = 1.

Schéma (Avant les calculs)

Visualisation de la dissociation.

Dissociation du diacide
H₂SO₄+ 2 H₂O2 H₃O⁺SO₄²⁻
Calcul(s)

Étape 1 : Calcul de la concentration en ions H₃O⁺

\[ \begin{aligned} \left[ \text{H}_3\text{O}^+ \right] &= 2 \times C_{\text{acide}} \\ &= 2 \times 5,00 \times 10^{-2} \text{ mol·L}^{-1} \\ &= 0,100 \text{ mol·L}^{-1} \end{aligned} \]

Étape 2 : Calcul du pH

\[ \begin{aligned} \text{pH} &= -\log(0,100) \\ &= 1,00 \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)

Positionnement du résultat sur l'échelle de pH.

Échelle de pH
pH=10714
Réflexions

Un pH de 1 est extrêmement acide, comparable à celui de l'acide gastrique. Le rejet d'une telle solution dans l'environnement serait catastrophique. Cela souligne l'impératif industriel et écologique du traitement de neutralisation.

Points de vigilance

L'erreur principale est d'oublier le facteur 2. Si on calcule \( \text{pH} = -\log(0,05) \), on obtient 1,30, ce qui est incorrect. Toujours vérifier si l'acide est un polyacide.

Points à retenir

Pour un diacide fort de concentration C, la concentration en H₃O⁺ est 2C. Le pH se calcule à partir de cette concentration doublée.

Le saviez-vous ?

Le concept de pH a été introduit en 1909 par le chimiste danois Søren Peder Lauritz Sørensen, qui travaillait pour le laboratoire de la brasserie Carlsberg sur le contrôle de la qualité de la bière !

FAQ
Et si l'acide était faible ?

Pour un acide faible, la dissociation n'est pas totale. On ne peut pas simplement multiplier la concentration. Il faudrait utiliser la constante d'acidité Ka et résoudre une équation (souvent du second degré) pour trouver [H₃O⁺], ce qui est plus complexe.

Résultat Final
Le pH initial des effluents acides est de 1,00.
A vous de jouer

Si la concentration en acide sulfurique était de 0,025 mol·L⁻¹, quel serait le pH ?

Question 3 : Volume de soude pour l'équivalence

Principe

À l'équivalence, la quantité de base ajoutée est juste suffisante pour réagir avec toute la quantité d'acide présente initialement. On utilise la relation stœchiométrique définie par l'équation de la réaction pour relier les quantités de matière.

Mini-Cours

Le concept d'équivalence est au cœur des titrages. C'est le moment précis où le nombre de moles de l'agent titrant (ici, NaOH) ajouté est égal au nombre de moles de la substance à titrer (ici, H₂SO₄) multiplié par le rapport stœchiométrique. C'est le point de neutralisation parfaite.

Remarque Pédagogique

La meilleure méthode est de toujours passer par les quantités de matière (moles). Calculez d'abord combien de moles d'acide vous avez, puis utilisez le rapport stœchiométrique pour savoir combien de moles de base il vous faut, et enfin, déduisez le volume de cette quantité de moles de base.

Normes

Ce calcul n'est pas régi par une norme, mais il est la base de la méthode de titrage volumétrique, une technique d'analyse quantitative standardisée dans tous les laboratoires de chimie du monde.

Formule(s)

Relation stœchiométrique à l'équivalence

\[ \frac{n_{\text{acide}}}{1} = \frac{n_{\text{base}}}{2} \Rightarrow n_{\text{base}} = 2 \times n_{\text{acide}} \]

Relation quantité de matière - concentration - volume

\[ n = C \times V \Rightarrow V = \frac{n}{C} \]
Hypothèses

On suppose que les concentrations des solutions sont exactes et que le volume peut être mesuré précisément.

Donnée(s)
ParamètreSymboleValeurUnité
Concentration Acide\(C_{\text{acide}}\)5,00 x 10⁻²mol·L⁻¹
Volume Acide\(V_{\text{acide}}\)10 000L
Concentration Base\(C_{\text{base}}\)2,00mol·L⁻¹
Astuces

On peut résoudre l'exercice en une seule ligne en isolant \(V_{\text{base}}\) dans la formule combinée : \( V_{\text{base}} = \frac{2 \times C_{\text{acide}} \times V_{\text{acide}}}{C_{\text{base}}} \). C'est plus rapide mais attention aux erreurs de retranscription.

Schéma (Avant les calculs)

Représentation du problème : quel volume Vb ajouter ?

Titrage à l'équivalence
H₂SO₄500 molNaOHV_base = ?
Calcul(s)

Étape 1 : Calcul de la quantité de matière d'acide

\[ \begin{aligned} n_{\text{acide}} &= C_{\text{acide}} \times V_{\text{acide}} \\ &= (5,00 \times 10^{-2}) \times 10000 \\ &= 500 \text{ mol} \end{aligned} \]

Étape 2 : Calcul de la quantité de matière de base

\[ \begin{aligned} n_{\text{base}} &= 2 \times n_{\text{acide}} \\ &= 2 \times 500 \\ &= 1000 \text{ mol} \end{aligned} \]

Étape 3 : Calcul du volume de base

\[ \begin{aligned} V_{\text{base}} &= \frac{n_{\text{base}}}{C_{\text{base}}} \\ &= \frac{1000 \text{ mol}}{2,00 \text{ mol·L}^{-1}} \\ &= 500 \text{ L} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)

Le résultat est un volume précis.

Résultat du calcul
Il faut verser500 L
Réflexions

Le volume de soude (500 L) est 20 fois plus faible que le volume d'acide (10 000 L). Cela est dû au fait que la solution de soude est beaucoup plus concentrée que la solution acide, et que l'acide est un diacide. Cela montre l'efficacité d'utiliser des agents de traitement concentrés.

Points de vigilance

Attention à ne pas inverser les concentrations ou à faire une erreur dans l'application du rapport stœchiométrique. Une erreur fréquente est d'oublier de multiplier n(acide) par 2.

Points à retenir

La méthode en 3 étapes (n(acide) → n(base) → V(base)) est une méthode robuste et universelle pour résoudre les problèmes de stœchiométrie en solution.

Le saviez-vous ?

Dans l'industrie, le contrôle de la neutralisation est souvent automatisé. Une sonde pH-métrique mesure le pH en continu dans la cuve de traitement et commande une pompe qui injecte la juste quantité de soude pour maintenir le pH à la valeur de consigne.

FAQ
Pourquoi ne pas simplement diluer l'acide avec beaucoup d'eau ?

La dilution massive ("la solution à la pollution est la dilution") est une pratique aujourd'hui interdite. Elle ne fait que déplacer le problème en contaminant un plus grand volume d'eau et ne supprime pas la charge polluante acide.

Résultat Final
Il faut ajouter 500 L de solution d'hydroxyde de sodium pour neutraliser les effluents.
A vous de jouer

Si la solution de soude disponible n'était qu'à 1,00 mol/L, quel volume faudrait-il utiliser ?

Question 4 : Masse de soude à acheter

Principe

Cette question est une conversion d'une quantité de matière (en moles), qui est une unité de chimiste, en une masse (en kilogrammes), qui est une unité commerciale et logistique. Cette conversion se fait grâce à la masse molaire.

Mini-Cours

La masse molaire (M), exprimée en g/mol, est la masse d'une mole de cette substance. C'est un pont entre le monde microscopique (nombre d'atomes/molécules) et le monde macroscopique (masse pesable). On la calcule en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes de la formule chimique.

Remarque Pédagogique

Soyez très attentif aux unités. La masse molaire est en g/mol. Le calcul vous donnera donc une masse en grammes. N'oubliez pas de la convertir en kilogrammes, une unité plus appropriée pour une commande industrielle.

Normes

Il n'y a pas de norme réglementaire pour ce calcul, mais la pureté des produits chimiques industriels est, elle, normalisée (par exemple, par des grades de pureté comme "qualité technique" ou "qualité analytique").

Formule(s)

Calcul de la masse molaire

\[ M(\text{NaOH}) = M(\text{Na}) + M(\text{O}) + M(\text{H}) \]

Formule de conversion mole-masse

\[ m = n \times M \]
Hypothèses

On suppose que l'hydroxyde de sodium acheté est pur à 100%. En réalité, il faudrait tenir compte de la pureté du produit commercial pour en commander une masse légèrement supérieure.

Donnée(s)
ParamètreSymboleValeurUnité
Quantité de matière de base\(n_{\text{base}}\)1000mol
Masse Molaire NaM(Na)23,0g·mol⁻¹
Masse Molaire OM(O)16,0g·mol⁻¹
Masse Molaire HM(H)1,0g·mol⁻¹
Astuces

La masse molaire de NaOH (40 g/mol) est une valeur très courante en chimie. La retenir peut vous faire gagner du temps.

Schéma (Avant les calculs)

Le passage du concept de mole à l'objet physique.

De la Mole à la Masse
1000 molx M(NaOH)? kg
Calcul(s)

Étape 1 : Calcul de la masse molaire de NaOH

\[ \begin{aligned} M(\text{NaOH}) &= M(\text{Na}) + M(\text{O}) + M(\text{H}) \\ &= 23,0 + 16,0 + 1,0 \\ &= 40,0 \text{ g·mol}^{-1} \end{aligned} \]

Étape 2 : Calcul de la masse de NaOH en grammes

\[ \begin{aligned} m_{\text{NaOH}} &= n_{\text{base}} \times M(\text{NaOH}) \\ &= 1000 \text{ mol} \times 40,0 \text{ g·mol}^{-1} \\ &= 40000 \text{ g} \end{aligned} \]

Étape 3 : Conversion en kilogrammes

\[ \begin{aligned} m_{\text{NaOH}} &= 40000 \text{ g} \\ &= 40,0 \text{ kg} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)

Visualisation de la quantité de produit.

Commande Journalière
NaOH40 kgSac
Réflexions

40 kg par jour représentent plus de 14 tonnes de soude par an. Ce calcul simple permet de dimensionner les besoins logistiques et financiers d'une usine pour son traitement des eaux. La chimie quantitative est essentielle à la gestion industrielle.

Points de vigilance

Ne pas confondre la masse molaire (\(M\) en g/mol) et la masse (\(m\) en g). Attention également à la conversion finale g → kg. Une erreur d'un facteur 1000 est vite arrivée.

Points à retenir

La formule \(m = n \times M\) est un pilier de la chimie. Il faut savoir l'utiliser dans les deux sens (calculer m à partir de n, ou n à partir de m) et maîtriser le calcul des masses molaires.

Le saviez-vous ?

L'hydroxyde de sodium est si avide d'eau (hygroscopique) et de dioxyde de carbone de l'air qu'il est très difficile de peser précisément des pastilles de NaOH. Elles absorbent l'humidité et leur masse augmente à vue d'œil sur une balance de précision !

FAQ
Pourquoi utiliser des pastilles solides plutôt qu'une solution concentrée ?

Le transport et le stockage de produits solides sont souvent plus économiques et plus sûrs que ceux de liquides corrosifs très concentrés. L'usine prépare ensuite la solution à la concentration voulue sur site.

Résultat Final
L'usine doit acheter 40,0 kg d'hydroxyde de sodium pur chaque jour.
A vous de jouer

Quelle masse de chaux éteinte (Ca(OH)₂, M=74,1 g/mol) faudrait-il si on l'utilisait à la place de la soude ? (Attention, Ca(OH)₂ est une dibase !)

Question 5 : Concentration finale en ions sulfate

Principe

Les ions sulfate (SO₄²⁻) sont des ions "spectateurs" : ils sont présents au début et à la fin, sans participer à la transformation chimique (la formation d'eau). Leur quantité de matière est donc conservée. Cependant, leur concentration change car le volume de la solution a changé.

Mini-Cours

Le phénomène à l'œuvre est la dilution. Chaque fois que l'on ajoute un volume de solution à un autre, la concentration de toutes les espèces qui ne réagissent pas diminue, car leur quantité de matière est répartie dans un volume plus grand.

Remarque Pédagogique

Pensez à un verre de sirop. Si vous ajoutez de l'eau, la quantité de sirop (la couleur, le goût) est la même, mais elle est moins "forte" : sa concentration a diminué. C'est exactement la même chose ici pour les ions sulfate.

Normes

Les réglementations sur les rejets aqueux ne fixent pas seulement un pH, mais aussi des concentrations maximales pour certains ions comme les sulfates, qui peuvent contribuer à la salinité de l'eau et perturber les écosystèmes.

Formule(s)

Calcul du volume final

\[ V_{\text{final}} = V_{\text{acide}} + V_{\text{base}} \]

Calcul de la concentration finale

\[ C_{\text{final}} = \frac{n_{\text{initial}}}{V_{\text{final}}} \]
Hypothèses

On fait l'hypothèse que les volumes sont additifs. C'est une très bonne approximation pour les solutions aqueuses diluées.

Donnée(s)
ParamètreSymboleValeurUnité
Quantité de matière de sulfate\(n_{\text{sulfate}}\)500mol
Volume Acide\(V_{\text{acide}}\)10 000L
Volume Base\(V_{\text{base}}\)500L
Astuces

Avant tout calcul, on peut prédire que la concentration finale en sulfate sera légèrement inférieure à la concentration initiale en acide (5,00 x 10⁻² mol/L), car on a ajouté un volume non négligeable de soude. C'est un bon moyen de vérifier l'ordre de grandeur de son résultat.

Schéma (Avant les calculs)

Mélange des deux volumes.

Mélange des Solutions
10000 LAcide+500 LBase→10500 LMélange
Calcul(s)

Étape 1 : Quantité de matière d'ions sulfate

\[ n_{\text{SO}_4^{2-}} = n_{\text{acide}} = 500 \text{ mol} \quad (\text{conservée}) \]

Étape 2 : Calcul du volume final

\[ \begin{aligned} V_{\text{final}} &= V_{\text{acide}} + V_{\text{base}} \\ &= 10000 \text{ L} + 500 \text{ L} \\ &= 10500 \text{ L} \end{aligned} \]

Étape 3 : Calcul de la concentration finale

\[ \begin{aligned} \left[ \text{SO}_4^{2-} \right]_{\text{final}} &= \frac{n_{\text{SO}_4^{2-}}}{V_{\text{final}}} \\ &= \frac{500 \text{ mol}}{10500 \text{ L}} \\ &\approx 0,0476 \text{ mol·L}^{-1} \end{aligned} \]
Schéma (Après les calculs)

Comparaison des concentrations.

Effet de Dilution
C_initiale0,0500 mol/LDilutionC_finale0,0476 mol/L
Réflexions

La concentration en sulfate a diminué d'environ 5%. Bien que la neutralisation ait résolu le problème de l'acidité, elle a généré un effluent contenant un sel (sulfate de sodium). La gestion de la salinité des rejets est un autre enjeu majeur du traitement des eaux industrielles.

Points de vigilance

L'erreur classique est d'oublier la dilution : soit en donnant la concentration initiale comme réponse, soit en oubliant d'additionner les volumes au dénominateur. Pensez toujours au volume TOTAL dans lequel les espèces se trouvent à la fin.

Points à retenir

La quantité de matière d'un ion spectateur est conservée, mais sa concentration change si le volume total change. La formule \(C_{\text{final}} = n / V_{\text{final}}\) est la clé.

Le saviez-vous ?

Certaines bactéries, dans des conditions sans oxygène (anoxiques), peuvent "respirer" les ions sulfate et les transformer en sulfure d'hydrogène (H₂S), un gaz toxique à l'odeur d'œuf pourri. C'est un problème dans les canalisations d'eaux usées.

FAQ
Quelle est la concentration finale en ions sodium Na⁺ ?

La quantité de Na⁺ est \(n_{\text{base}} = 1000 \text{ mol}\). Le volume final est 10500 L. Donc \([Na⁺] = 1000 / 10500 \approx 0,0952 \text{ mol/L}\). Notez que \([Na⁺] = 2 \times [SO₄²⁻]\), ce qui est logique pour assurer la neutralité électrique de la solution (2 x charge +1 = 1 x charge -2).

Résultat Final
La concentration finale en ions sulfate est d'environ \(4,76 \times 10^{-2} \text{ mol·L}^{-1}\).
A vous de jouer

Si on avait utilisé 1000 L de soude à 1 mol/L, quelle serait la concentration finale en sulfate ?

Outil Interactif : Suivi du pH lors de la Neutralisation

Utilisez le curseur pour simuler l'ajout progressif de la solution de soude et observez l'évolution du pH de la solution en temps réel sur le graphique. Voyez à quel point la variation est brutale autour du point d'équivalence.

Paramètres d'Entrée
0 L
0.050 mol/L
Résultats en Temps Réel
pH Actuel de la Solution -
Masse de NaOH utilisée (kg) -

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Quel est le rapport stœchiométrique correct entre H₂SO₄ et NaOH ?

2. Si le pH initial d'une solution d'acide fort est 2, quelle est la concentration [H₃O⁺] ?

3. Que se passe-t-il à l'équivalence d'un titrage ?

4. Pourquoi la concentration en ions sulfate diminue-t-elle après la neutralisation ?

5. Le sel formé lors de cette réaction est...

Glossaire

Acide Fort
Un acide qui se dissocie complètement dans l'eau, libérant tous ses protons (H⁺). Exemple : H₂SO₄.
Base Forte
Une base qui se dissocie complètement dans l'eau, libérant tous ses ions hydroxyde (OH⁻). Exemple : NaOH.
Équivalence
Le point dans un titrage où la quantité de titrant ajouté est juste suffisante pour réagir complètement avec la substance titrée.
Neutralisation
Une réaction chimique entre un acide et une base qui résulte en une solution neutre (pH ≈ 7). Les produits sont généralement un sel et de l'eau.
pH (Potentiel Hydrogène)
Une échelle logarithmique utilisée pour spécifier l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse.
Stœchiométrie
Le calcul des quantités relatives de réactifs et de produits dans les réactions chimiques.
Neutralisation des Déchets Acides dans l’Industrie

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