Acide faible H3PO4

[assil1972]

ma question est :


calculer la concentration des ions H3O+ présent dans une solution aqueuse de H3PO4 0.2 M?

donnees M(P=31.O=16.H=1)

et merci

[iouou]

Au bout du second message, il faut commencer à adopter les règles de bonne conduite.

Bonjour assil1972,
Nous ne répondrons pas à ta question en donnant sa réponse textuellement.
Calculer la concentration de H3O+ dans ladite solution revient en fait à connaître la concentration initiale de l'acide fort H3PO4, puisqu'il va totalement se dissocier en H2PO4- + H+ (H+ qui n'a réellement de sens dans l'eau que sous la forme H3O+). Ici elle est de 0.2 mol/L.
Si on ne considère pas que l'acide est fort, étant donné son premier pKa de 2.1, on peut toujours utiliser la fameuse formule du pH d'une solution d'acide faible : pH = 0.5(pKa-log(C)). Ainsi, pH = 1.4. On retrouve alors, grâce à l'invariable pH = -log (H3O+), (H3O+) = 10^(-pH), soit ici 0.039mol/L.
C'est aussi une possibilité, tout dépend des conditions dans lesquelles sont posées l'exercice, ainsi que du niveau.
Je ne pense pas qu'il faille considérer les 2 autres acidités de l'acide phosphorique, pusqiu'elle sont faibles (de pKa respectivement 7,2 et 12,7).

Est-ce que cela répond à ta question, ou je suis totalement à côté de la plaque ?

[moco]

Dans une solution de H₃PO₄ 0.2 M, la concentration en H⁺ est 0.2 M. Comme le dit iouou, on peut négliger les 2 autres acidités de l'acide phosphorique.

[darthen]

Tu calcul tout d'abord le coefficient de dissociation de l'acide, afin de de savoir s'il faut le considérer comme un acide fort, un acide faible ou un acide dira-t'on "moyen".

Enfin, c'est sur qu'il faut voir ton "niveau". Si tu es encore au lycée, je pense pas que tu puisses faire cela.

[fubu]

Salut, je crois que la question de savoir si c'est un acide fort ou faible ne se pose même pas. On ne connait aucun des pka des deux couples, pour moi sa suffit pour dire que c'est un acide fort.

[iouou]

+1 avec Fubu, à mon avis s'il n'y a pas de données, on considère qu'il est fort.