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Equilibres ioniques-pH



  1. #1
    lola121

    Equilibres ioniques-pH


    ------

    bonjour,
    pouvez vous m'aider à résoudre l'exerice suivant, j'ai essayer de le faire mais j'ai un peu de mal.Voilà le sujet:

    dans un litre d'eau sont mélangés:
    0,1 mol de HCL
    0,2 mol de KOH
    0,1 mol de Na2SO4
    0,1 mol de NaCl
    et 0,1 mol de CH3COOH

    Quel est le pH du milieu?
    Données: pKa(HSO4^-/SO4^2-)=2
    pKa(CH3COOH / CH3COO-) = 4,8

    J'ai essayé de le commencer:
    Déjà quand on rajoute du NaCl dans l'eau, il y a dissociation en Na+ et Cl- et comme ce sont des acide et base faibles le pH de l'eau ne varie pas.
    KOH et HCl sont des acides forts, qui produisent en tout 0,3 moles d'H3O+ par leur dissociation.
    Pour CH3COOH, j'ai calculé la constante de dissociation grâce au pKa et je trouve au final 1,3*10^-2 mol de H3O+.
    Pour Na2SO4, il donne 2 Na+ et SO4^2-.
    En fait, je n'arrive pas à relier ces données pour arriver au pH final.

    Merci beaucoup!

    -----

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  3. #2
    lola121

    Re : Equilibres ioniques-pH

    j'ai essayé de le refaire et j'arrive à un pH de 8,9 mais dites moi si vous êtes d'accord avec mon raisonnement:
    d'une part, je fais réagir KOH et HCL ensemble.Je forme 0,1 mol de Cl-, O,1 mol de K+ et de l'eau, et il me reste 0,1 mol de KOH.
    Ces O,1 mol de KOH réagissent avec 0,1 mol de CH3COOH.
    Du coup il nous reste en solution que: de l'H2O, des ions Cl-,CH3COO- et K+.
    En solution, il reste donc la base faible SO4^2- et je calcul le pH en considérant que les autresions "se neutralisent" puique on a 0,1mol de Cl- + 0,1mol de CH3COO- = 0,2 mol de K+
    pH=1/2*(pKe+pKa+log C)=1/2*(4,8 + 14+log 0,1)=8,9

    Est-ce que vous êtes d'accord?

  4. #3
    pephy

    Re : Equilibres ioniques-pH

    bonjour,
    les seules réactions possibles sont H3O+ + OH-
    et CH3CO2H + H2O
    partant de là déterminer le nombre d'inconnues(plusieurs espèces ne réagissent pas) et écrire un nombre identique d'équations:
    produit ionique de l'eau, Ka ,conservation de l'acide acétique,électroneutralité de la solution...
    Moyennant quelques petites approximations on doit pouvoir trouver [H3O+] en utilisant le Ka

  5. #4
    pephy

    Re : Equilibres ioniques-pH

    je viens de faire les calculs en vitesse à ma façon;j'ai également trouvé pH=8,9

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    lola121

    Re : Equilibres ioniques-pH

    Citation Envoyé par pephy Voir le message
    bonjour,
    les seules réactions possibles sont H3O+ + OH-
    et CH3CO2H + H2O
    partant de là déterminer le nombre d'inconnues(plusieurs espèces ne réagissent pas) et écrire un nombre identique d'équations:
    produit ionique de l'eau, Ka ,conservation de l'acide acétique,électroneutralité de la solution...
    Moyennant quelques petites approximations on doit pouvoir trouver [H3O+] en utilisant le Ka
    bonjour,
    je n'ai pas trop compris, est-ce que vous pourriez me redétailler un peu plus votre explication?
    Merci beaucoup!

  8. #6
    pephy

    Re : Equilibres ioniques-pH

    La solution contient:
    H3O+,OH-,Na+,Cl-,K+,SO4²-, CH3CO2H,CH3CO2-
    Je note [H3O+]=h [OH-]=y
    CH3CO2H=AH, CH3CO2-=A-
    On connaît:
    [Cl-]=0,1 (mol/l) [K+]=0,2 [Na+]=0,3 [SO4²-]=0,1
    équation de conservation de l'acide acétique:
    0,1=[AH]+[A-]
    électroneutralité de la solution:
    [Na+]+[K+]+h=[Cl-]+[A-]+2[SO4²-]+y
    d'où: [A-]=0,1+h-y
    il serait tentant de négliger h et y,mais la suite du calcul montre que cela pose problème
    On obtient donc: [AH]=y-h
    On écrit la constante d'acidité de l'acide acétique:
    Ka=[A-]h/[AH]=h(0,1+h)/(y-h)

    Arrivé à ce stade on suppose que le pH est supérieur à 7, ce qui peut se justifier par le fait que l'acide est principalement sous forme A- et surtout par l'excès de KOH:
    [A-]#0,1 h<<y
    il reste Ka#0,1.h/y=0,1*10^-14/(y^2)
    d'où y=10^5,1 --->pOH=5,1 et pH=8,9

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