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ph d'une solution de H2CO3

  1. GreenChemist

    Date d'inscription
    novembre 2008
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    Exclamation ph d'une solution de H2CO3

    Bonsoir,

    Je cherche comment calculer le ph d'une solution à 0,1 mol/L par exemple de H2CO3

    Je sais bien que H2CO3 n'est pas stable et se décompose en H20 et CO2 mais je l'ai juste pris en exemple pour chercher à calculer le pH d'une telle espèce.

    On connait donc les pKa des deux acidités:
    H2CO3/HCO3- = 6,4
    HCO3- / CO32- = 10,3

    Mais maintenant je me demande comment calculer le pH:
    Doit-on seulement tenir compte de la réaction H2CO3 + H20 = HCO3- + H3O+ ?
    Doit-on prendre les 2 réactions comme successives, donc le calcul se fera en 2 temps (et sera par ailleurs particulièrement compliqué) ?
    Ou alors doit-on écrire l'équation globale : H2CO3 + 2H2O = CO32- + 2H3O+ dont la constante sera égale à Ka1xKa2 ? Et de là si je cherche la quantité de HCO3-, il me faudra appliquer l'électroneutralité ?

    Sauf erreur de ma part, en tenant compte uniquement de la première réaction pH=3,7. Alors que si je prend l'équation globale, je tombe sur un pH de 5,8.

    En vous remerciant d'avance !


     


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  2. trencavel10

    Date d'inscription
    février 2008
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    c'est un diacide donc il peut libérer 2 mole d'H+ pour une mole d'acide......Tu dois considérer la première réaction celle avec le pka le plus haut(reaction prédominante) faire tes calculs.Puis vérifié que la deuxième réaction est bien négligeable (en concentration )face à la 1er.Sinn tu dois considérer les 2 en mm tps ce qui donne une équation infame à résoudre mais qui se résoud bien graphiquement....
    Knowledge is limited,imagination encircles the world
     

  3. trencavel10

    Date d'inscription
    février 2008
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    Lyon-Annecy-Grenoble-Chambery
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    75

    Re : ph d'une solution de H2CO3

    petite astuce pour simplifier les calculs(comme ça cela évite d'avoir une équation du second ordre à résoudre)....suppose que la réaction est peu avancé comme ça X<<<petit....puis après il faut vérifié quelle est bien peu avancé mais c'est rapide.....
    Puis pense que si le ph est entre 6.5 et 7.5 tu dois aussi prendre en compte l'autoprotolyse de l'eau mais avec cet acide je crois que c'est pas la peine.
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  4. GreenChemist

    Date d'inscription
    novembre 2008
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    Corse Du Sud
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Mais si on utilise que la première acidité, on va donc considérer H2CO3 comme un monoacide ?
    Parce qu'en fait pour moi la deuxième acidité, même petite allait avoir une influence sur l'équilibre de la première acidité. En effet, le HCO3- deviendrait CO32- et pour reformer l'équilibre, H2CO3 se transformerait en HCO3-. (Pas sur que ma phrase soit très claire là)
     

  5. Guillaume69

    Date d'inscription
    décembre 2006
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    Paris
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Bonsoir

    Sinn tu dois considérer les 2 en mm tps ce qui donne une équation infame à résoudre mais qui se résoud bien graphiquement....
    Il n'y a pas d'équations infâmes, que des équations du second degré (voire du premier).

    Comme l'a dit trencavel, il faut d'abord considérer la première réaction, qui est prédominante. Si on note x1 son avancement en concentration, tu as à la fin de cette réaction [H2CO3] = 0,1-x1, HCO3- = x1 et H3O+ = x1.
    X1 peut être calculé facilement en exprimant KA1 puis en résolvant une equation du second degré (éventuellement du premier degré).
    Comme x1 = [H3O+], tu as accès au pH.

    Cette valeur de pH n'est valable que si la deuxième acidité est l'autoprotolyse de l'eau sont négligeables.

    On considère d'abord la deuxième acidité (constante d'équilibre plus élevée) :
    HCO3- + H2O = CO32- + H3O+
    Avec à l'état initilal :
    Tu as [HCO3-] = [H3O+]= x1 que tu as calculé plus haut et qui n'est donc plus une inconnue !
    Donc à l'état final : [HCO3-]= x1-x2 et H3O+ = x1 + x2.
    Même procédé : tu exprimes KA2 en fonction des concentrations et tu résouds pour trouver x2.
    Ayant x1 et x2 tu obtiens évidemment [H3O+]2, plus précise que [H3O+]1d'où un nouveau pH, plus précis.

    Reste à vérifier que ce pH est <6,5 ou >7,5. Sinon, tu recommences une troisième fois, avec l'autoprotolyse de l'eau. On montre facilement que cette autoprotolyse produit [H3O+]=10-7mol.L-1 supplémentaire, que tu ajoutes à [H3O+]2 pour trouver [H3O+]3, d'où une valeur de pH encore plus précise, et cette fois ci définitive.

    Mais si on utilise que la première acidité, on va donc considérer H2CO3 comme un monoacide ?
    Oui.
    [...] la deuxième acidité, même petite allait avoir une influence sur l'équilibre de la première acidité. En effet, le HCO3- deviendrait CO32- et pour reformer l'équilibre, H2CO3 se transformerait en HCO3-. (Pas sur que ma phrase soit très claire là)
    C'est effectivement ce qui se passe. D'ailleurs, si on augmente le pH de la solution (en ajoutant une base forte par exemple) la concentration en H3PO4 diminue progressivement.
     


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  6. GreenChemist

    Date d'inscription
    novembre 2008
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Cela revient donc a calculer les 2 réactions à la suite. En l'occurrence, ici, la deuxième acidité est négligeable et je ne vais donc pas en tenir compte.

    Et alors, si je ne prend pas la réaction H2CO3 + 2H2O = CO32- + 2H3O+, c'est uniquement parce que c'est la réaction qui à la plus petite constante ?

    Par ailleurs, admettons que la deuxième acidité ne soit pas négligeable, n'allons nous pas devoir tenir compte de x2 dans le calcul de la première ? Car [HCO3-] = x1 - x2 alors que nous avons précédemment considéré que [HCO3-] = x1
     

  7. Guillaume69

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    décembre 2006
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Et alors, si je ne prend pas la réaction H2CO3 + 2H2O = CO32- + 2H3O+, c'est uniquement parce que c'est la réaction qui à la plus petite constante ?
    En fait, cette réaction est la somme des deux autres. Or la deuxième est négligeable. Donc on ne s'intéresse qu'à la première.
    C'est un peu plus compliqué qu'une histoire de constante. Quand on fait des calculs de pH, toute concentration plus petite que 1/10 de la plus grande est négligeable. Ca se démontre, en partant du fait que les pH-mètres sont précis à 0,1 près (pas certain pour la démonstration, à confirmer).
    Si on calcule l'avancement en concentration x2 de la réaction HCO3- + H2O = [/EXP]CO32-, tu trouveras que x2 < 0,1x1.
    (enfin... je dis ça mais j'ai pas vérifié dans ton exemple précis si ça se produisait ou non, donc à vérifier par toi même ^^).
    Autre manière de vérifier si la réaction est négligeable :
    x2 = [CO32-]. On peut donc utiliser un domaine de prédominance à 10% : si le pH calculé suite à la première acidité est hors d'un domaine de prédominance de [CO32-], alors la deuxième acidité est négligeable.
    En d'autres termes, si pH < pKA(HCO3-/CO32-) -1, la deuxième acidité est négligeable.

    Par ailleurs, admettons que la deuxième acidité ne soit pas négligeable, n'allons nous pas devoir tenir compte de x2 dans le calcul de la première ? Car [HCO3-] = x1 - x2 alors que nous avons précédemment considéré que [HCO3-] = x1
    Oui, il est faux de considérer qu'on a x1 mol.L-1 de H3PO4 en solution. On a montré que cette approximation est fausse.
    La question est donc : comment connaitre la "vraie" concentration ?
    On a [CO32-] = x1 + x2 et on a H3O+ = 10^(-pH). Ca on l'a calculé de manière précise.
    On peut donc remonter à [HCO3-] via la constante KA2, puis à H2CO3 en utilisant KA1.
    Dernière modification par Guillaume69 ; 17/02/2009 à 22h58.
     

  8. GreenChemist

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    novembre 2008
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Citation Envoyé par Guillaume69 Voir le message
    En fait, cette réaction est la somme des deux autres. Or la deuxième est négligeable. Donc on ne s'intéresse qu'à la première.
    Mais en toute rigueur, elle a bien lieu dans ton flacon.
    Pourtant si je fais mon calcul avec cette réaction ma valeur de pH est fortement différente... De pH = 3,7 en ne tenant compte que de la première acidité, je passe à un pH de 5,8 en faisant la somme des deux réactions... (Alors qu'en les traitant une par une comme expliqué précédemment, j'ai bien un pH de 3,7)

    Alors finalement, puisque cette réaction aurait lieu dans mon flacon, pourquoi la valeur du pH est si différente ?
     

  9. Guillaume69

    Date d'inscription
    décembre 2006
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    Paris
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    2 784

    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Là on arrive aux limites de mes connaissances, je n'ai jamais utilisé cette méthode pour calculer des pH, je ne peux pas te dire ce qu'il en est. J'utilise toujours une acidité, puis l'autre.
    S'il y a effectivement une différence (il est tard, je ferais le calcul demain ^^), c'est que ta méthode est fausse, et je ne saurais pas expliquer pourquoi...
    A chercher, si j'ai la réponse je te la donne demain, sinon faudra attendre que quelqu'un de plus calé que moi te réponde

    PS (édit) : faire un seul calcul au lieu de 2 (voire même trois, ou quatre pour d'autres polyacides), je pense qu'on ne s'en priverait pas si cela fonctionnait. Or je n'ai jamais vu, dans aucun corrigé d'exercice qu'on pouvait faire ça.
    Dernière modification par Guillaume69 ; 18/02/2009 à 00h12.
     

  10. TheMoustic

    Date d'inscription
    novembre 2007
    Messages
    268

    Re : ph d'une solution de H2CO3

    L'acide carbonique est un ampholyte, et dans ce cas, le pH est indépendant de la concentration et il vaut:

    pH = 1/2(pKa1 + pKa2) = 1/2(6,4 + 10,4) = 1/2(16,8) = 8,4


    Démonstration:

    H2CO3 + H2O <------ ---> HCO3- + H3O+

    Ka1 = [HCO3-]*[H3O+] / [H2CO3]


    HCO3- + H2O <------ ---> CO32- + H3O+

    Ka2 = [CO32-]*[H3O+] / [HCO3-]


    Ka1*Ka2 = [HCO3-]*[H3O+] * [CO32-]*[H3O+] / ( [H2CO3] * [HCO3-] )


    Or, d'après les équations chimiques ci-dessus: [HCO3-] = [H3O+] & [CO32-] = [H2CO3]

    => Ka1.Ka2 = [H3O+]2

    Or: Ka = 10-pKa, de même [H3O+] = 10-pH


    => 10-pKa1.10-pKa2 = 10-2pH


    10-2pH = 10-pKa1-pKa2

    -log( 10-2pH ) =-log( 10-pKa1-pKa2 )

    2pH = pKa1+pKa2


    => pH = 1/2(pKa1+pKa2)
    Rien ne sert de courir, non, ça ne sert à rien.
     

  11. ouillo72

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    janvier 2007
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    85

    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Moi j'ai quand même un truc qui me chagrine.
    On part de H2O à pH 7, on lui ajoute 0,1 mole de H2CO3 qui est un diacide (faible certes, mais un diacide). Comment peut on obtenir un pH de 8,4 donc basique après avoir ajouté un acide.

    Bon je suis un peu rouillé ça fait 2 ans que j'ai fait ça. Moi j'utilise une méthode graphique (j'ai un DLM sous excel tout prêt) j'écris l'électroneutralité et je néglige OH- et CO32-. Ce qui donne H+=HCO3-, je regarde ou se coupe les droite de ces deux espèces et je trouve pH=3,7.
    Dites moi si ma méthode n'est pas bonne.
     

  12. Guillaume69

    Date d'inscription
    décembre 2006
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Bonsoir,

    pH = 3.7 est juste. C'est la réponse trouvée par GreenChimist.

    pH=8.3 est faux.
    HCO3- est un amphotère, mais pas H2CO3. H2CO3 est un diacide.
    De plus, il y a des hypothèses à vérifier avant de valider le pH trouvé grâce à cette formule "toute prête".
    1/ l'acidité et la basicité de HCO3- doivent être négligeables.
    2/ l'autoprotolyse doit être négligeable.
     

  13. TheMoustic

    Date d'inscription
    novembre 2007
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    268

    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Ha oui autant pour moi, j'avais focalisé sur HCO3- et zappé H2CO3

    pH = 8,3 pour un acide -________-

    En effet la 2ème réaction ainsi que l'autoprotolyse de l'eau sont négligeables au regard du DLM et comme nous avons pKa > pCa + 2, on peut directement écrire que:

    pH = 1/2(pKa - log(Ca)) = 3,7

    Dernière modification par TheMoustic ; 20/02/2009 à 19h46.
    Rien ne sert de courir, non, ça ne sert à rien.
     

  14. GreenChemist

    Date d'inscription
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    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Mais pourquoi ne peut on pas utiliser la réaction: H2CO3 + 2H2O = CO32- + 2H3O+ ?

    C'est pourtant la réaction qui va se produire ? Je vois bien que c'est la réaction qui a la plus petite constante mais pour moi, il faudrait tenir compte des deux acidités car même si quantité de CO32- formé est négligeable elle va tendre à modifier le premier équilibre qui va lui même re-modifier le second. Suis-je compréhensible ?
     

  15. TheMoustic

    Date d'inscription
    novembre 2007
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    268

    Re : ph d'une solution de H2CO3

    Je comprend ce que tu veux dire, et si l'on va dans ce sens, on ne plus utiliser pH = 1/2(pKa - logCa), car enfaite, c'est:

    pH = 1/2(pKa - log(Ca - [HCO3-]))

    Mais on a approximé en disant que Ca ~ 0,1 mol.L-1 (et non pas Ca - [HCO3-]).

    Qui plus est, la 2ème réaction se fait belle et bien. Elle possède une constante d'équilibre, et on ne dit pas constante pour rien:

    Ka2 = [CO32-]*[H3O+] / [HCO3-] = 10-10,3

    Et quoiqu'il arrive, Ka2 sera TOUJOURS égal à 10-10,3 (à 25°C).

    Au final: Ca = [HCO3-] + [CO32-]

    Là aussi on devrait avoir une autre valeur du pH si on prend la "vraie" valeur de Ca, c'est-à-dire Ca - [HCO3-] - [CO32-]. Mais ça ne changerais que très très peu la valeur du pH, peut être aurions nous 3,67987 (valeur au pif je précise) au lieu de celle que l'on a trouvé qui est pH = 3,675.

    Etand donné qu'un pH se donne à 2 chiffres après la virgule (car les pH-mètre son précis à 0,01 unité de pH), aucun intérêt de se prendre la tête pour quelque chose qui est au final négligeable.


    En résumé: oui la 2ème réaction est existante et agit sur la concentration et donc le pH, mais de manière négligeable (dans le cas présent).
    Dernière modification par TheMoustic ; 20/02/2009 à 20h45.
    Rien ne sert de courir, non, ça ne sert à rien.
     


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