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Equilibrer en milieu basique ou acide ?

  1. Xeron

    Date d'inscription
    février 2008
    Âge
    26
    Messages
    29

    Equilibrer en milieu basique ou acide ?

    Bonjour, un problème que je ne m'étais jamais posé mais qui commence à m'embêter car je ne trouve pas de réponse.

    Alors, comment sait-on s'il faut équilibrer avec H+ ou HO- une réaction ? Cela dépend certes du pH, donc logiquement avec HO- pour un pH basique, et H+ pour un pH acide mais comment savoir lorsqu'on cherche justement ce pH ?

    Je m'explique sur un exemple pour déterminer les pH d'apparition :

    Al3+ pour former Al(OH)3, avec un produit de solubilité de 10-32.
    L'équation s'écrit Al3+ + 3 HO- = Al(OH)3

    Donc Ks = 10-32 = [Al3+][HO-]3, avec [Al3+] = 10-2 mol/L, on obtient w = 10-10 et pH = 14 + log w = 4.

    Mais pourquoi nous ne pouvons pas écrire grâce à l'autoprotolyse de l'eau Al3+ + 3 H2O = Al(OH)3 + 3 H+ ?
    Dans ce cas-là, Ks = 10-32 = [Al3+]/[H+]3, et il manque du coup le Ke pour obtenir le résultat ci-dessus...

    Merci beaucoup d'avance pour vos réponses !

    -----

    Dernière modification par Xeron ; 16/05/2012 à 22h41.
    Quelques bons plans du net : http://bonnesadressesduweb.blogspot.com/
     


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  2. nlbmoi

    Date d'inscription
    janvier 2011
    Localisation
    en France
    Messages
    1 011

    Re : Equilibrer en milieu basique ou acide ?

    Dans le cas donné ici, c'est la logique qui prédomine : en général, on cherche le pH de précipitation de l'hydroxyde quand on ajoute une base, donc des ions OH-, il est donc plus logique d'équilibrer avec les ions OH-
    Un autre intérêt, c'est que c'est plus facile à équilibrer.
    Il faut aussi faire gaffe mais parfois les données thermodynamiques sont données à un pH donné : pour les E°, elles sont données à pH=0 donc IL FAUT les équilibrer avec des H+ ; si tu le fais avec des OH-, tu rencontreras des problèmes !!
     





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