Salut à tous ! Bon voilà g un ptit bug sur un exo sur les equilibres acido-basiques. vioci l'énoncé :
a 10 mL d'une solution de H2SO4 0.2 mol/L , on ajoute 10 mL de soude ( NaOH) 0.2 mol/L.
les pKa des deux acidités de H2SO4 sont pKa1 = -9 et pKa2 = 2. Quel est le pH de la solution finale ?
Merci , si quelqu'un peut m'aiedr , je serais ravi.
Salut,Envoyé par carabin1453
Ecris tout d'abord la réaction et en faisant le bilan de matière tu vas vite trouver à quel pH est la solution finale..
A+
Bah en fait il y a deux réactions simultanées :
H2SO4 + H20 ----> HS04- + H30+ pKa = -9
HS04- + h20 ----> S04(2-) + H30+ pKa = 2
C'est H2S04 ki réagit avec Na0H
( H2SO4 se comporte comme un diacide fort , mais comment fait-on quand on a 2 pKa ?? )
Tui fais un mélange de 2 millimole de NaOH et 2 mmole de H2SO4. Le NaOH rajouté permet exactement de créer la réaction :
NaOH + H2SO4 --> NaHSO4 + H2O
Ton mélange contient donc 2 millimoles de NaHSO4 dans 20 ml eau. Or NaHSO4 dans l'eau forme des ions HSO4- qui réagissent selon :
HSO4- + H2O --> SO42- + H3O+,
avec la constante d'équilibre :
K2 = [SO42-][H3O+]/[HSO4-] = 10-2
J'appelle x = [H+] = [HSO4-], et y = SO42-.
On peut écrire :
x + y = n(NaHSO4)/V = 0.002 mol/0.02 L =
K2 = 0.02 = x2/y
On substitue : y = 50 x2 dans x+y. Cela donne :
x + 50 x2 = 0.02
C'est une équation du 2me degré : 50 x2 + x - 0.02 = 0
Pour la résoudre, on pose : D = b2 - 4ac = 1 + 50·0.02 = 2
x = (-b ± racine de D)/2a = (-1 ± 1.414)/2·50
Il n'y a qu'une solution raisonnable, avec le signe + de ± :
x = 0.414/100 = 4.14 10-3.
PH = - LOG(4.14 10-3) = 2.38
bah en fait nous en PCEM1 on résonne avec les approximations...Ici , on utilise l'approximation base faible ( HS04- )
Heu une idée mais je sais pas si c'est correct :
HSO4- a un pka égal à 2 et un autre égal à -log(10^-14/10^-9)=5. Donc comme c'est un ampholyte on fait (pka1+pka2)/2 = (2+5)/2 = 2,5.
C'est bon ou c'est nimp
Euh nan c'est pas ça ! Bon en fait c bon g enfin trouvé ! Merci à tous pour votre aide. C plus compliké que ça en fait. Si on considère H2SO4 comme un diacide , avec la formule pH =-log[H30+] on trouve un pH égal à 1 , ce qui est inferieur a 6,5 donc l'approximation acide FORT est validée. Cependant , si on considère les deux acidités de H2S04 , on a deux réactions qui se produisent de façon simultanéen utilise l'approximation acide FAIBLE ( pka =2 --> HS04- réagit avec l'eau) , on trouve un pH égal à 1.5 , ce qui valide la première approxiamtion ( milieu acide ) mais non la deuxième ( acide faiblement dissocié). Il suffit alors donc de résoudre l'équation du second degré trouvée à partir des approximations. Je trouve un pH final de 1.75. Voilà je sais pa si c'est clair pour vous mais moi je pense que c'est ça.
Euh nan c'est pas ça ! Bon en fait c bon g enfin trouvé ! Merci à tous pour votre aide. C plus compliké que ça en fait. Si on considère H2SO4 comme un diacide fort , avec la formule pH =-log[H30+] on trouve un pH égal à 1 , ce qui est inferieur a 6,5 donc l'approximation acide FORT est validée. Cependant , si on considère les deux acidités de H2S04 , on a deux réactions qui se produisent de façon simultanée
Heu juste comme ça parce que j'ai honte de la connerie que j'ai écrite l'autre fois :
En faisant réagir avec le 1er pKa ça donne 2mmol de HSO4-. En utilisant le 2ème pKa avec approx d'acide faible, ça fait (2-log(2.10^-3))/2 = 2,35. Donc le calcul de moco était bon.
