Concentration molaire

[MissSherrye]

Bonjour. Je suis en Terminal bac pro et je voudrais savoir ceci. Comment doit-on calculer la concentration molaire d'une solution en ions H3O+ et OH- si le PH est de 3.2.
Je ne comprends rien.
Merci d'avance.
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[Kemiste]

Bonsoir,

Quelle est la définition du pH (et non PH) ?

[Oxbow-]

Salut,

p signifie "concentration"
On écrit les concentration entre braquettes [ ]
donc pH signifie "concentration en proton", et exprime donc l'acidité du milieu. pH c'est un peu l'abréviation de p[H⁺]

Deux formules à savoir pour la vie :

pH = -log[H⁺]
[H⁺] = 10^-pH

10^-3.2 = 6*10^-4

Il me semble, après ce que je comprends pas c'est que il puisse y avoir une solution d'hydroxyde et d'hydronium soit des bases fortes et faibles sans interactions?

[Kemiste]

Bonjour,

Merci de ne pas donner les réponses des exercices. L'auteur doit tout d'abord nous montrer ce qu'il à fait.

Le "p" de pH ne signifie pas "concentration" mais potentiel. Le pH est le potentiel d'hydrogène. Le pH n'est pas la concentration en protons car d'après la formule c'est de façon approchée l'opposé du logarithme de la concentration.

Même si la solution est acide il y a présence d'ions HO^-. Les concentrations en H₃O⁺ et HO^- vérifient le produit ionique de l'eau. Il n'est pas question de bases fortes.

[A voir en vidéo sur Futura]

[Oxbow-]

D'accord,

Mais plus le pH est bas plus la concentration en H⁺ sera grande. Oui c'est l'inverse mais le potentiel est quand même l'indicateur de la concentration, non ?

Ensuite, une solution de H3O⁺ (acide) et HO^- (base) est impossible selon mes connaissances car H3O⁺ n'aura qu'une envie c'est donner ses protons et HO^- de les prendre jusqu'à qu'il ne reste qu'une solution d'H2O avec soit l'un de ces deux ions, non plus ?

[mach3]

Mais plus le pH est bas plus la concentration en H+ sera grande. Oui c'est l'inverse mais le potentiel est quand même l'indicateur de la concentration, non ?

oui, mais c'est pas pour autant qu'on puisse dire que le pH c'est la concentration, et encore moins que p signifie concentration. c'est en faisant ce genre de raccourci qu'on se retrouve vite à ne plus rien comprendre et à raconter n'importe quoi en pensant qu'on a compris.
De plus à très forte concentration en H+, le lien entre concentration et pH est tout sauf trivial, et je ne parle même pas des cas où il y a en plus une forte force ionique. pH=-log[H+] n'est valable qu'en solution diluée.

Ensuite, une solution de H3O+ (acide) et HO- (base) est impossible selon mes connaissances car H3O+ n'aura qu'une envie c'est donner ses protons et HO- de les prendre jusqu'à qu'il ne reste qu'une solution d'H2O avec soit l'un de ces deux ions, non plus ?

le produit ionique, vous connaissez? l'autoprotolyse, ça ne vous dit rien?

m@ch3

[Oxbow-]

Non justement et cela m'intéresse. L'autoprotolyse de l'eau est du à sa caractéristique amphotère et de temps en temps il y a un échange de proton, mais comment donc il peut y avoir pleins de bases et pleins d'acides sans que les deux réagissent entre eux ? Cela pourra aussi intéresser l'auteur du post.

[Kemiste]

Il n'y a pas "beaucoup" de base et "beaucoup" d'acide. L'autoprotolyse de l'eau provient bien de son caractère amphotère. L'équation de la réaction est 2 H₂O = HO^- + H₃O⁺. On est en présence d'un équilibre mais cet équilibre est très déplacé vers la gauche. On a donc en solution peu de HO^- et H₃O⁺ mais ils sont tout de même présents. A cette réaction est associée une constante d'équilibre, appelée produit ionique de l'eau, Ke = HO^-H₃O⁺ qui est toujours vérifiée. A 25 °C on a Ke = 10^-14.

[mach3]

Pour compléter, si le produit ionique [H+][OH-]=Ke (expression valable en solution diluée) doit être maintenu, on en déduit que si H+ augmente, OH- doit diminuer en conséquence : si je double H+, je dois divisé OH- par deux et inversement. Le Ke étant de 10^-14, cela signifie que dans l'eau pure il y a en permanence 10^-7 mol/L de H+ et 10^-7 mol/L de OH-

Si j'introduis dans l'eau un acide fort, il se dissocie totalement et fournit autant d'ion H+ que d'acide introduit (si c'est un monoacide bien sur). Il faut donc que des ions OH- disparaissent en conséquence pour respecter le produit ionique et ce faisant, ils consomment une partie des H+ produits par la dissociation de l'acide.
Si la concentration de l'acide est assez élevée (>10^-5 mol/L) c'est assez simple. Les C mol/L d'acide vont former C mol/L d'ion H+ et comme cette quantité est énorme devant la quantité déjà présente (10^-7), on peut la négliger, les ions OH- doivent donc diminuer de 10^-14/C pour rétablir le produit ionique, ce qui ne consomme que 10^-14/C d'ion H+ : c'est négligeable devant les C mol/L libérés par la dissociation. La concentration en H+ est donc égale à celle de l'acide. A 10^-5 mol/L par exemple, la concentration de H+ calculée rigoureusement est de 1,0001.10^-5 mol/L et le pH correspondant est de 4,99996, une différence négligeable.
Si la concentration de l'acide est plus faible, c'est plus compliqué. Par exemple si la concentration est de 10^-6mol/L, 10^-6 mol/L d'H+ sont libérés, ce qui fait au total, avec les H+ déjà présent (qu'on ne peut plus négliger) 1,1.10^-6 mol/L de H+. Pour respecter le produit ionique, il faut que la concentration en OH- tombe de 10^-7 à 9.10^-9, soit 0,91.10^-7 mol/L qui vont réagir et diminuer la concentration de H+ d'autant. On se retrouve avec un petit peu plus de 10^-6 mol/L de H+, un calcul précis donne 1,0099.10^-6 soit un pH de 5,996, un peu moins que 6 donc, même si on encore très proche. Si on considère une concentration de 10^-7mol/L cette fois, la concentration en H+ sera de 1,62.10^-7 mol/L et le pH de 6,79. Si on continue à baisser la concentration, on constate que la concentration en H+ tend vers 10^-7 et le pH vers 7.

On peut mener un raisonnement similaire pour les bases fortes.

m@ch3