Bonjour,
J'aimerais comprendre la raison pour laquelle la limite entre acide fort et acide faible se situe à pKa=pKa(H3O+/H2O) soit environ 0.
J'ai essayé plusieurs calculs différents sans succès...
Cela m'aiderait probablement grandement a mieux comprendre les réactions acide/base.
Merci
Calculez la dissociation (mole de base conjuguée présente à l'equilibre / mole d'acide totale introduite) en fonction du pH pour differents pKa et differentes concentration d'acide total, je pense que cela devrait etre assez parlant. Utilisez la definition du Ka pour ce faire. Vous verrez que pour des concentrations raisonnables (decimolaires ou moins) les acides de pKa inferieurs a zero sont presque totalement dissociés pour tout pH de 0 a 14 alors que les acides de pKa superieurs sont totalement, moyennement, peu, ou pas dissociés, fonction du pH (quasiment pas dissociés quand pH <pKa, très dissociés si pH>pKa)
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Merci, mais juste je ne suis pas sur de saisir pourquoi on doit calculer la dissociation en fonction du pH.. La valeur du pH n'est elle pas une conséquence de l'introduction de l'espèce acide et justement de sa dissociation?
Ce calcul donne une premiere idée. Si vous voulez un calcul plus complet, il faut combiner 4 équations (je considere un acide AH et sa base conjugué A-) :
-L'expression du Ka
-L'expression du Ke
-La conservation de la matiere CA=[AH]+[A-]
-La conservation de la charge [A-]+[OH-]=[H3O+]
On touille pour avoir une expression liant concentration totale de l'acide, Ka et concentration en hydronium (et rien d'autre, il faut s'arranger pour faire disparaitre [AH], [A-] et [OH-]), expression pas du tout evidente. Le plus simple pour la gerer est d'imposer concentration en hydronium et de voir quelle concentration en acide cela donne pour un Ka donné. Ensuite on peut calculer la dissociation correspondante.
Je vous conseille de faire ca avec excel.
note:ne vous etonnez pas si pour certaines concentration en hydronium vous trouvez une concentration totale de l'acide impossible : pour un Ka donné certain pH sont inaccessibles.
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
D'accord merci beaucoup pour cette explication en détail.
Mais du coup je me demande, sans être sûr que ma question soit pertinente, quelle est la raison "physique" pour laquelle cette zone charnière entre la dissociation totale et partielle de l'acide dans l'eau est située juste au niveau du Ka de H30+. Et idem pour la limite entre base faible et forte située au niveau du Ka de OH-
Raisonnez, c'est bien. Mais à un moment, il faut faire confiance au conseil qu'on reçoit.Envoyé par Zegoodone
Ici, Mach3 te propose de calculer un certain nombre de choses, l'as-tu fait ?
Peut être qu'en le faisant, tu comprendras mieux certaines choses. Certains chiffres parleront d'eux-mêmes. Peut être qu'en tentant de généraliser tu trouveras ta propre règle ou au contraire, tu adopteras celle qui est proposée.
J'ai réussi a trouver un équation mettant en relation le pH, le pKa et la concentration initiale comme l'a proposé Mach3.
Le problème est qu'elle n'est en effet "pas du tout évidente" et je n'arrive pas a la gérer sans fixer le pH. Mais des résultats pour lesquels on fixe le pH, qui doit pour moi être un résultat de la réaction envisagée, ne me parlent pas vraiment...
En chemin j'ai quand même réussi a retrouver que la dissociation augmentait avec le pH et diminuait avec le pKa mais ce n'est qu'un résultat qualitatif...
