Bonsoir,
Lorsqu'on titre une solution d'acide faible par une base forte il y a sur le graphe un point d'inflexion à la demi equivalence, l'acide faible et sa base faible sont alors dans les memes proportions! Ma question est,au depart,dans la solution aqueuse qui est titree, l'acide faible et la base faible sont elles en proportions egales?
Merci
Bonjour,
En solution, un acide faible et sa base conjuguée sont dans des proportions qui sont définies par la constante d'acidité du couple.
Oui mais du coup il y a deja en solution l'acide faible et sa base conjuguee, et qu'elles ne sont pas en quantites egales, comment sait on que le premier point d'inflexion correspond à Ph=pKa, autrement dit comment sait on qu'a ce moment là ils sont en proportions egales?
A la demi-équivalence, la moitié de l'acide initialement présent a été consommé et remplacé par sa base faible. On a donc une solution avec un mélange 50/50 acide faible/base faible. On a donc ce que l'on appelle une solution tampon, c'est à dire une solution dont le pH ne varie quasiment pas suite à l'ajout d'une faible quantité de base ou d'acide, d'où la présence d'un point d’inflexion à la demi-équivalence.
Oui mais il y avait deja de la base donc comment peut on avoir du 50/50?
Un acide faible n'est quasiment pas dissocié en solution aqueuse. La quantité de base initialement présente est négligeable devant celle d'acide
D'accord mais alors pourquoi mettre en place une constante d'acidité alors? Normalement l'acide faible reagit quand meme avec l'eau non?
Oui, je n'ai jamais dit le contraire...Normalement l'acide faible reagit quand meme avec l'eau non?
D'accord, mais du coup si la quantité est negligeable c'est que le pH est tres bas non?
Juste un petit recap, si une mole d'acide faible reagit avec l'eau, il se cree une mole de base faible (les coeffs stoechio sont de 1), et au bout d'un moment se cree un equilibre qui en fonction de la temperature va faire qu'au final la quantité de base faible sera inferieure a celle d'acide faible... Ou sinon comment cela se pass t il?
Le pH d'une solution d'acide faible n'est pas défini en fonction de la quantité de base faible. Pour rappel on a la formule simplifiée pH = 1/2 (pKa - log C) avec C, concentration de l'acide faible.D'accord, mais du coup si la quantité est negligeable c'est que le pH est tres bas non?
Non, l'acide ne se dissocie pas totalement dans l'eau, mais si une mole d'acide se dissocie alors il se créer une mole d'acide faible.si une mole d'acide faible reagit avec l'eau, il se cree une mole de base faible
L'acide faible va se dissocier (très peu) dans l'eau afin d'atteindre un état d'équilibre avec la base conjuguée.
Dernière modification par Kemiste ; 17/06/2013 à 20h23.
Moi j'ai la formule pH=pKa+log(A-/AH), au final le pH n'est il pas egale -log{H3o+} avec {H3O+}={A-}?
Oui cette formule est juste aussi. Mais on ne connait pas toujours la concentration en A-, donc l'autre formule peut être utile quand on a juste la concentration en acide faible.Moi j'ai la formule pH=pKa+log(A-/AH)
C'est la définition même du pH.au final le pH n'est il pas egale -log{H3o+}
Je parlais plus du {H3O+}={AH}
Oui c'est vrai!avec {H3O+}={A-}
D'accord merci beaucoup!
Je ne comprends pas quelque chose, pourquoi une solution est plus acide quand la quantité en ion oxonium est faible? Je pensais que c'etait l'inverse...
Non j'ai rien dit, petite confusion due au stress sorry
Est il possible de rencontrer un indicateur coloré qui ne peut etre choisi pour determiner le pH d'une solution car les concentrations d'acide et de base faibles varient non pas a cause du pH, mais simplement a cause d'une reaction entre acide/base faible et les especes deja en jeu?
Je n'ai pas compris la question...
Un indicateur coloré peut il reagir avec les especes en solution et donc ne pas etre efficace?
L'indicateur coloré change de couleur en fonction du pH. Après je ne serais dire si l'interaction avec d'autres espèces peut provoquer des changements de couleur ou rendre l'indicateur inefficace... Je n'ai pas utilisé d'indicateurs colorés depuis un moment!
D'accord c'etait juste pour savoir... Merci beaucoup!
