Écrire l'équation bilan de la réaction :

Point clé : C'est une réaction de neutralisation entre un acide fort et une base forte.
$HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}$
Version ionique nette (plus exacte chimiquement) : $H^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow H_2O_{(l)}$

Quel doit être le volume V pour que la solution finale ait un $pH=7$ ?

Point clé : $pH=7$ signifie que nous sommes à l'équivalence (acide fort + base forte).
À l'équivalence : $n_{HCl} = n_{NaOH}$
$C_A \times V_A = C_B \times V_B$
$V_A = 50 cm^3 = 0,050 L$
$C_A = 2.10^{-1} mol.L^{-1}$
$C_B = 5.10^{-1} mol.L^{-1}$
$2.10^{-1} \times 0,050 = 5.10^{-1} \times V_B$
$V_B = \frac{2.10^{-1} \times 0,050}{5.10^{-1}} = \frac{0,010}{0,5} = 0,020 L$
$V_B = 20 cm^3$

Exercice 2 (Explication Détaillée)

On mélange $V_1 = 30 cm^3$ de $HCl$ de concentration $C_1 = 10^{-2} mol.L^{-1}$ et un volume $V_2$ de $NaOH$ de concentration $C_2 = 1,5.10^{-2} mol.L^{-1}$.

Quelles sont les espèces chimiques présentes dans la solution finale ? Exprimer leurs concentrations molaires en fonction du volume $V_2$ (on suppose le mélange est acide).
- Le gros piège ici : On ne se trouve PAS forcément à l'équivalence. On mélange deux solutions et on veut savoir ce qu'il reste.
- Étape 1 : Identifier les ions présents avant réaction.
  - Solution de $HCl$: $H^+$ et $Cl^-$.
  - Solution de $NaOH$: $Na^+$ et $OH^-$.
- Étape 2 : Identifier la réaction principale.
  - C'est la neutralisation : $H^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \rightarrow H_2O_{(l)}$.
  - Les ions $Cl^-$ et $Na^+$ ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs. Ils sont présents au début et à la fin, leur quantité ne change pas.
- Étape 3 : Calculer les quantités de matière initiales (avant réaction).
  - Quantité d'ions $H^+$ apportés par $HCl$ : $n_{H^+ initial} = C_1 \times V_1$.
  - Quantité d'ions $OH^-$ apportés par $NaOH$ : $n_{OH^- initial} = C_2 \times V_2$.
  - Quantité d'ions $Cl^-$ : $n_{Cl^-} = C_1 \times V_1$.
  - Quantité d'ions $Na^+$ : $n_{Na^+} = C_2 \times V_2$.
- Étape 4 : Déterminer ce qu'il reste APRÈS la réaction.
  - Puisque la réaction est totale, l'un des deux réactifs ($H^+$ ou $OH^-$) sera entièrement consommé (le réactif limitant).
  - L'énoncé nous dit : "on suppose le mélange est acide". Cela veut dire qu'il reste des ions $H^+$ après la réaction. Donc, les ions $OH^-$ sont le réactif limitant, et sont totalement consommés.
  - Quantité d'ions $H^+$ restants (en excès) : $n_{H^+ final} = n_{H^+ initial} - n_{OH^- initial} = (C_1 \times V_1) - (C_2 \times V_2)$.
  - Quantité d'ions $OH^-$ restants : $0$ (ils ont tous réagi).
  - Quantité d'ions $Cl^-$ restants : $n_{Cl^-} = C_1 \times V_1$ (ils n'ont pas réagi).
  - Quantité d'ions $Na^+$ restants : $n_{Na^+} = C_2 \times V_2$ (ils n'ont pas réagi).
- Étape 5 : Calculer les concentrations finales.
  - Le volume total de la solution après mélange est $V_{total} = V_1 + V_2$.
  - Pour trouver la concentr