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Equilibre acide-base
L'acide nitrique est un acide fort dans l'eau de formule $\textcolor{#caa7ff}{\ce{HNO3_{(aq)}}}$. L'acide nitrique le plus concentré accessible au laboratoire est composé à 70% en masse d'acide nitrique.
1. Déterminer la concentration $\textcolor{#caa7ff}{C}$ en $\textcolor{#caa7ff}{(mol \cdot L^{-1})}$ d'acide nitrique apporté de cette solution.
2. Ecrire l'équation de la réaction de l'acide nitrique avec l'eau.
3. Calculer le volume $\textcolor{#caa7ff}{V_0}$ de solution à prélever pour préparer une solution $\textcolor{#caa7ff}{S_0}$ de $\textcolor{#caa7ff}{1,O L}$ à $\textcolor{#caa7ff}{\ce{pH = 1,0}}$.
Données :
- Masse volumique de l'acide nitrique 70% : $\textcolor{#caa7ff}{\rho = 1,4 g \cdot mL^{-1}}$
- Masse molaire de l'acide nitrique : $\textcolor{#caa7ff}{M = 63,0 g \cdot mol^{-1}}$
- Expression du titre massique : $\textcolor{#caa7ff}{t = \frac{m_{soluté}}{m_{solution}}}$
1.
$$\textcolor{#caa7ff}{
C
= \frac{n}{V}
\newline \text{or }
n
= \frac{m_{soluté}}{M}
\text{ et }
V
= \frac{m_{solution}}{\rho}
\newline \text{donc }
C
= \frac{m_{soluté} \cdot \rho}{m_{solution} \cdot M}
= t \frac{\rho}{M}
= 0,70 \times \frac{1,4 \cdot 10^{3}}{63,0}
= \boxed{16 \ mol \cdot L^{-1}}
}$$
2.
$$\textcolor{#caa7ff}{
\ce{
HNO3_{(aq)} + H2O_{(l)} -> NO3-_{(aq)} + H3O+_{(aq)}
}
}$$
3.
$$\textcolor{#caa7ff}{
\ce{
pH = 1,0
\iff
[H3O+] = 10^{-1,0} = 0,10 mol \cdot L^{-1}
\iff
n_0 = 0,10 mol
}
}$$
On cherche donc le volume $\textcolor{#caa7ff}{V_0}$ de solution a prélever pour avoir $\textcolor{#caa7ff}{0,10 mol}$ de $\textcolor{#caa7ff}{\ce{HNO3}_{(aq)}}$ :
$$\textcolor{#caa7ff}{
V_0
= \frac{n_0}{C}
= \frac{0,10}{16}
= 6,3 \cdot 10^{-3} L
\text{ soit } \boxed{6,3 mL}
}$$