Bonjour,
Je dois calculer le Ka d'une solution d'acide formique à 0,2 M déprotonée à 2,9 %.
Voici mon calcul :
Ka= [H+] [A-]/[HA]
donc [H+] [0.0058]/[0.2] (comme 2.9 est un % je l'ai converti en moles pour que ce soit cohérent avec les 0,2 mole de HA)
Loi de conservation des masses : 0,2 = 0.0058+ [H+]
Donc [H+] = 0.1942
Donc Ka = [0.1942] [0.0058]/[0.2] = 5,6 * 10-3
Y a-t-il une erreur ?
Bonjour
Ta loi de conservation des masses est fausse.
0.2 c'est la concentration totale en espèce formique/formiate
0.0058 c'est la concentration en formiate
0.1942 c'est la concentration en formique non dissocié
Normalement, soit on te donne le pH et tu dois calculer le Ka, soit on te donne le Ka et tu dois calculer le pH ...
Cordialement
Merci pour votre correction.
Cependant, c'est bien les seuls éléments dont je dispose.
Le fait qu'il soit déprotoné à 2,9 % semble indiquer qu'il y a 2,9 % de HCOO- et donc 97,1 % de HCOOH
Je vais réfléchir davantage et chercher dans mon cours si quelque chose me permet de trouver la réponse grâce à des formules
Cordialement
D'après les éléments de l'énoncé, il serait donc impossible de trouver le Ka ?
Pourquoi ne peut-on pas utiliser la formule Ka = [H+] [A-]/[HA]
Etant donné qu'on connait le % de A-, on peut en déduire le pourcentage de H+ et on a la concentration de la solution qui est de 0,2 M ?
Ce calcul Ka = [0.1942] [0.0058]/[0.2] = 5,6 * 10-3 est-il totalement faux ?
Bonsoir.
Comment as-tu calculé la concentration des différentes espèces ? Comme l'a indiqué HarleyApril, la concentration en acide formique en solution n'est pas de 0.2 mol/L car une partie est dissociée.
reprends le bilan des concentrations (cf #2)
il te manque une donnée pour trouver le Ka : la concentration en H+
avec l'électroneutralité, tu vas pouvoir écrire une autre équation dans laquelle va intervenir H+
du coup, ça va te permettre de finir
Comme il s'agit d'une réaction équimolaire, il y a autant de H+ que de HCOO- ?
Comme il y a 2,9 % de HCOO-, il y a aussi 2,9 % de H + et le reste est du HCOOH ?
Donc Ka= [2,9] [2,9]/94,2 ?
OuiEnvoyé par pitchou1308
Le pourcentage d'ionisation ne concerne que HCOOH et HCOO-. Le 2.9% ne signifie pas qu'il y a 2.9% de HCOO- par rapport à toutes les espèces présentes mais que sur la concentration en HCOO- est égale à 2.9 % de 0.2 M. Le reste étant HCOOH.
Il faut calculer les concentrations. Tu as maintenant toutes les informations pour le faire.
Du coup, les concentrations sont celles que j'avais indiquées au début car 2,9 % de 0,2 = 0,058 M
et 87,1 % de 0,2 = 0.1942 M
J'avais cru comprendre d'après un précédent post que ces concentrations étaient incorrectes ?
Dernière modification par pitchou1308 ; 04/03/2016 à 10h47.
Donc (0,058 * 0,058) / 0,1942 = 0,0173 soit 1,73.10-2 ?
J'espère que je ne commets pas de nouveau les mêmes erreurs...
Dernière modification par pitchou1308 ; 04/03/2016 à 10h53.
Tu n'as jamais donné toutes les bonnes concentrations. Tu indiquait 0.2 M pour la concentration de l'acide, ce qui était faux.
J'avais oublié un 0, c'est 0,0058 et donc le calcul donne 1,73.10-4
Oui tout à fait, je vois mon erreur maintenant, merci !
Sur Internet, j'ai trouvé 1,78.10-4 mol pour le Ka de l'acide formique. Est-ce que cette différence est suffisamment négligeable pour que mon résultat soit considéré comme juste ?
Merci infiniment en tout cas pour m'avoir aidée !
Une manière assez rapide de vérifier si la réponse est bonne est de regarder sur internet la valeur du pKa (que l'on trouve plus facilement que le Ka). J'ai trouvé un pKa de 3.75, ce qui correspond à un Ka de 1,78.10-4, ce qui est très proche de ta réponse. Ta valeur est donc concordante avec les tables. La différence peut s'expliquer, par exemple, par le fait que ce ne soit pas à la même température ou que le 2.9% ait été arrondi...
EDIT : j'ai écrit ce message le temps que tu écrives le tiens !
Dernière modification par Kemiste ; 04/03/2016 à 11h04.
Super, je suis contente d'avoir enfin compris.
Je me permets de vous soumettre ma réponse à la dernière question de mon exercice.
Il faut calculer les concentrations d'acide méthanoîque et de méthanoate si on augmente le pH à 5. Voici mon calcul
ph=pka + log [A-]/[HA]
Donc 1,24 = log [A-]/[HA]
101.24 = [A-]/[HA]
17,38=[A-]/[HA]
Donc [A-]= 17,38[HA]
Donc 100%=18,38 [HA]
Donc [HA] = 5,44 % de 0,2 M soit 0,011 M
Et [A-]= 0,189 M
Cela vous paraît-il juste ?
Avec une dissociation de 2.9 % tu as un pH de 2.24. Selon ton calcul avec un pH de 5 tu aurais une dissociation de 5.44 %. Il y a donc une erreur. Si on augmente le pH c'est qu'il y a moins de H3O+ dans le milieu et donc que la dissociation de l'acide est moins importante.
Je n'ai pas compris ton raisonnement à partir de "100%=18,38 [HA]". Que vaut [A-] + [AH] ?
Je voulais dire que puisque le total de la solution est égal à [A-] + [HA] et étant donné que [A-]= 17,38[HA], [A-] + [HA] = 17,38[HA] + [HA] soit 18,38 [HA] et donc pour trouver HA j'ai divisé 100 par 18,38
Mince, j'avais réussi à résoudre des problèmes similaires avec cette technique
Dernière modification par pitchou1308 ; 04/03/2016 à 11h42.
Tu mélanges les proportions et les concentrations et tu aboutis donc à [A-] + [AH] = 18.38 (quoi ?), ce qui n'a pas de sens.
En terme de concentration, que vaut [A-] + [AH] ?
EDIT : tu as modifié ton message le temps que j'écrive le mien
Dernière modification par Kemiste ; 04/03/2016 à 11h48.
Ici en l'occurrence, normalement HA = 0,2, c'est de là que vient mon erreur je pense...
Ok je vois, je vais recommencer mon calcul
Toujours pas... Comme on l'a vu précédemment, 0.2 M c'est la concentration totale de AH et A-.
PS : attention à ne pas oublier les unités
Oui c'est vrai je m'en suis rendue compte peu de temps après avoir publié le message.
Il y a qqch que je ne suis pas par contre
Je croyais que plus on augmentait le pH, plus l'acide se dissocierait.
En effet le pKa est de 3,76, ce qui signifie à mon sens qu'à pH 3,76, on a une concentration à 50/50 de HCOOH et de HCOO-
Ce qui voudrait dire qu'à pH5, on a plus de HCOO- que de HCOOH, donc le pourcentage de dissociation serait supérieur à pH 5 comparé à pH 2,24
J'ai plutôt l'impression que le pourcentage de dissociation devrait être proche de 100 % à ce pH ?
C'est ce que je ne comprends pas dans ce que vous m'avez écrit, "Si on augmente le pH c'est qu'il y a moins de H3O+ dans le milieu et donc que la dissociation de l'acide est moins importante."
Et puisque je trouve que [A-] = 94,56 %, c'est mon pourcentage de dissociation et cela me semblait juste mais je dois me tromper totalement dans mon raisonnement
Mon explication était un peu maladroite. Il ne faut plus raisonner en terme de simple dissociation. Augmenter le pH peut se faire par l'ajout d'une base. Dans ce cas l'acide est consommé non plus par dissociation mais par réaction avec cette base. Ce n'est plus le même cas de figure que lorsque l'on ajoute cet acide dans l'eau et qu'une partie se dissocie.
Dans le cas ou pH = pKa on a en effet la même quantité d'acide et de base. Cela ne signifie pas que l'acide c'est dissocié à 50 % dans l'eau. On a pu, par exemple, ajouter des quantités équimolaires de l'acide et de sa base conjuguée dans l'eau.
En prenant un pourcentage de 94.56% de A- retombes-tu sur un pH de 5 ?
oui puisque 1,24 = log 94,56/5,44
1,24=pH-pKa
comme pKa=3,76, pH=1,24+3,76
Donc c'est le bon résultat !
