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Calcul de pH



  1. #1
    H.Poincaré

    Arrow Calcul de pH


    ------

    Bonsoir à tous,

    Je sais que l'on peut déterminer le pH d'un solution à partir de la concentration en ions H30+ ...

    Cependant je crois aussi savoir que l'on ne peut appliquer la "formule magique" pH = -log[H3O+] si la concentration en H3O+ est trop importante.

    Dans un problème je dois déterminer le pH à partir d'une concentration en H3O+ de 0,1 mol/L et il me semble que cela est trop.
    Comment faire alors pour calculer le pH ?

    Merci d'avance,

    H.Poincaré

    -----

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  3. #2
    tétrodotoxine

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par H.Poincaré Voir le message
    Bonsoir à tous,

    Je sais que l'on peut déterminer le pH d'un solution à partir de la concentration en ions H30+ ...

    Cependant je crois aussi savoir que l'on ne peut appliquer la "formule magique" pH = -log[H3O+] si la concentration en H3O+ est trop importante.

    Dans un problème je dois déterminer le pH à partir d'une concentration en H3O+ de 0,1 mol/L et il me semble que cela est trop.
    Comment faire alors pour calculer le pH ?

    Merci d'avance,

    H.Poincaré
    Bonjour,

    Je pense qu'un Henri Poincaré peut prendre quelque avance sur son programme actuel. Niveau 3ème année pour information (enfin de mon temps).

    Bien à toi.

  4. #3
    lft123

    Re : Calcul de pH

    Ben si tu as une [H3O+]=0.1 mol/L

    tu as pH = 1 (-log [H3O+])

  5. #4
    tétrodotoxine

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par lft123 Voir le message
    Ben si tu as une [H3O+]=0.1 mol/L

    tu as pH = 1 (-log [H3O+])
    Bonjour lft23,

    Désolé mais la définition du pH est:

    pH=-log a(H3O+) où a(H3O+) est l'activité de H3O+

    l'activité, sans unité, tend vers la valeur numérique de la concentration lorsque la concentration diminue. En pratique on peut assimiler l'activité à la valeur numérique de la concentration en dessous de 0,01 mol.L-1 (selon précision requise).

    Bien à toi.

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    lft123

    Re : Calcul de pH

    Bonjour Tétrodotoxine,

    Excuse moi mais j'ai toujours utilisé l'échelle "classique" de pH allant de 0 à 14 en approximant l'activité comme étant équivalente à la concentration.
    J'ai d'ailleurs plusieurs fois exploité cette relation "simple" pour montrer le caractère logarithmique de l'échelle de pH grace à des dilutions de solutions
    1M HCl puis mesure de pH (électrode combinée) lors de "formation" d'opérateurs de l'industrie.

    Cordialement

  8. #6
    invite2313209787891133
    Invité

    Re : Calcul de pH

    Le pH varie effectivement entre 0 et 14 dans l'eau, ce sont les valeurs limites. Lorsque l'on approche de ces valeurs (pH <2 dans le cas d'un acide fort, > 12 pour une base forte) il faut utiliser une formule spécifique qui prend en compte l'activité de l'eau si on desire une certaine précision.

    En outre la formule pH = -log[H3O+] ne fonctionne pas egalement pour les tres petites concentrations (pH > 6 pour un acide, < 8 pour une base).

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  10. #7
    lft123

    Re : Calcul de pH

    Absolument. Je ne remet pas en cause la théorie !

    Je cite juste un exemple "d'expérience" menée grace à cette aproximation...

    Tout dépend de ce que l'on veut en faire...

  11. #8
    tétrodotoxine

    Re : Calcul de pH

    Bonsoir Dudulle,

    Citation Envoyé par Dudulle Voir le message
    Le pH varie effectivement entre 0 et 14 dans l'eau, ce sont les valeurs limites. Lorsque l'on approche de ces valeurs (pH <2 dans le cas d'un acide fort, > 12 pour une base forte) il faut utiliser une formule spécifique qui prend en compte l'activité de l'eau si on desire une certaine précision.
    L'acitivité de H3O+ peut parfaitement être inférieure à 1 ou supérieure à 14. Pour prendre deux exemples, le pH d'une solution d'acide chlorhydrique disons 5 mol.L-1 est parfaitement défini et est inférieur à 1. Le pH d'une solution de soude 6 mol.L-1 est également parfaitement défini et est supérieur à 14.

    Citation Envoyé par Dudulle Voir le message
    En outre la formule pH = -log[H3O+] ne fonctionne pas egalement pour les tres petites concentrations (pH > 6 pour un acide, < 8 pour une base).
    Certainement pas: elle est toujours valable (moyennant qu'on puisse confondre activité et concentration). Tu fais une confusion et je sais d'où elle vient. Soit une solution d'acide faible, couple AH/A- (cas I) ou de base faible, couple BH+/B (cas II). Dans le cas II on peut raisonner sur l'équilibre B + H2O <=> BH+ + OH- dont la constante Kb=Ke/Ka si la donnée est Ka ou pKa ou bien simplement raisonner sur l'équilibre BH+ + H2O <=> B + H3O+.

    On considère qu'il y a trois domaines de concentrations pour l'acide faible ou la base faible, X, Y et Z on va dire. On note C la concentration apportée de l'acide faible ou de la base faible.

    -Le domaine X correspond aux concentrations suffisamment élevées pour qu'on puisse négliger [A-] devant [AH] (cas I) ou [BH+] devant [B ] (cas II)
    cas I:
    Ka=([H3O+][A-])/[AH]
    [AH]=approximativement C
    [A-]=[H3O+] par conservation de la matière d'où en combinant les trois équations et en passant au logarithme décimal:

    pH=(1/2)(pKa-log C)

    cas II:
    première méthode:
    Kb=Ke/Ka=([BH+][OH-])/[B ]
    [B ]=approximativement C
    [BH+]=[OH-] par conservaion de la matière
    [OH-]=Ke/[H3O+]
    deuxième méthode:
    Ka=([B ]x[H3O+])/[BH+]
    idem [B ]=approximativement C
    idem [BH+]=[OH-]
    idem [OH-]=Ke/[H3O+]
    Par les deux méthodes on parvient évidemment au même résultat:

    pH=(1/2)(pKa+pKe+log C) (pKe=-log Ke)

    -Le domaine Y correspond aux concentrations pour lesquelles les approximations valables dans le domaine A ne le sont plus mais pour lesquelles le pH reste suffisamment éloigné de 7 disons inférieur à 5 et supérieur à 9, de sorte qu'on puisse négliger l'autoprotolyse de l'eau. Il faut alors résoudre une équation du second degré pour trouver le pH.

    -Le domaine Z correspond non seulement aux concentrations pour lesquelles les approximations valables dans le domaine A ne le sont plus mais en plus au cas de solutions d'acides faibles trop faibles (pKa très élevé) ou de bases faibles trop faibles (pKa très faible), de sorte que le pH est trop proche de 7 et on ne peut plus négliger l'autoprotolyse de l'eau. Dans ce cas il faut résoudre une équation du troisième degré pour obtenir le pH.

    Bien à toi et à vous.

  12. #9
    invite2313209787891133
    Invité

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par tétrodotoxine Voir le message
    Bonsoir Dudulle,
    L'acitivité de H3O+ peut parfaitement être inférieure à 1 ou supérieure à 14. Pour prendre deux exemples, le pH d'une solution d'acide chlorhydrique disons 5 mol.L-1 est parfaitement défini et est inférieur à 1. Le pH d'une solution de soude 6 mol.L-1 est également parfaitement défini et est supérieur à 14.
    Bonsoir.

    Je n'ai jamais pretendu que le pH ne pouvait être inferieur à 1, mais à 0 et dans l'eau; le pH tend vers 0 au fur et à mesure que la concentration augmente, sans toutefois descendre en dessous.

    "L'effet nivellant" de l'eau impose ces 2 limites, mais dans un autre solvant l'echelle de l'activité peut être plus large, et je parle bien sur d'un cas ou la présence de l'eau est significative, pas 0.1% d'eau dans de l'H2SO4 pur.

    Certainement pas: elle est toujours valable (moyennant qu'on puisse confondre activité et concentration). Tu fais une confusion et je sais d'où elle vient. Soit une solution d'acide faible, couple AH/A- (cas I) ou de base faible, couple BH+/B (cas II). Dans le cas II on peut raisonner sur l'équilibre B + H2O <=> BH+ + OH- dont la constante Kb=Ke/Ka si la donnée est Ka ou pKa ou bien simplement raisonner sur l'équilibre BH+ + H2O <=> B + H3O+.
    En réalité la formule liant l'activité au log de la concentration n'est qu'une approximation, que l'on considere comme "presque juste" dans un certain domaine.
    On s'en rend compte simplement lorsque l'on considere des concentrations de 10-8 mol/l; une telle concentration d'HCl donnerai un pH basique de 8 ! ce qui n'a bien sur aucun sens. Il est bien evident que la formule ne devient pas subitement fausse à partir d'une concentration de 10-6 mol/l, simplement sa precision n'est plus "acceptable".

  13. #10
    tétrodotoxine

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par Dudulle Voir le message
    Bonsoir.

    Je n'ai jamais pretendu que le pH ne pouvait être inferieur à 1, mais à 0 et dans l'eau; le pH tend vers 0 au fur et à mesure que la concentration augmente, sans toutefois descendre en dessous.

    "L'effet nivellant" de l'eau impose ces 2 limites, mais dans un autre solvant l'echelle de l'activité peut être plus large, et je parle bien sur d'un cas ou la présence de l'eau est significative, pas 0.1% d'eau dans de l'H2SO4 pur.



    En réalité la formule liant l'activité au log de la concentration n'est qu'une approximation, que l'on considere comme "presque juste" dans un certain domaine.
    On s'en rend compte simplement lorsque l'on considere des concentrations de 10-8 mol/l; une telle concentration d'HCl donnerai un pH basique de 8 ! ce qui n'a bien sur aucun sens. Il est bien evident que la formule ne devient pas subitement fausse à partir d'une concentration de 10-6 mol/l, simplement sa precision n'est plus "acceptable".
    Rebonsoir Dudulle,

    Nous parlons bien de solutions aqueuses, il n'y a pas de malentendu.

    Dans l'ordre:

    Lapsus calami de ma part, a(H3O+) peut être supérieur à 1, et donc le pH inférieur à 0, pas 1 évidemment.

    Dans une solution d'acide chlorhydrique de concentration 5 mol.L-1, par exemple, disais-je, tu as 5 mol.L-1 d'ions H30+ et je me demande ce que tu en fais...

    L'effet nivellant signifie que par exemple un acide fort cèdera tous ses protons à l'eau et c'est tout, quelle que soit la concentration apportée. En aucun cas il ne signifie que le pH n'est pas défini en dessous de 0.

    pH=-log a(H3O+) est une définition. Il n'y a pas l'ombre de la plus petite notion d'approximation là-dedans...

    Pour le reste, je parle de la prise en considération de l'autoprotolyse de l'eau dans mon post. C'est-à-dire l'équilibre, pour expliciter:

    2H20 <=> H3O+ + OH- dont la constante d'équilibre est notée en général Ke. On donne en général comme valeur approximative pour cette constante d'équilibre thermodynamique 10^-14 soit environ pKe=14 (je le rapelle pKe=-log Ke). Pour être plus précis (comme toute constante d'équilibre, Ke dépend de la température):
    à 0°C, pKe=14,94
    à 5°C, pKe=14,73
    à 10°C, pKe=14,53
    à 20°C, pKe=14,17
    à 25°C, pKe=13,99
    à 30°C, pKe=13,83
    à 35°C, pKe=13,68
    à 40°C, pKe=13,53
    etc.

    L'autoprotolyse de l'eau est évidemment à prendre en compte dans le calcul du pH pour le cas que tu prends en exemple de solution d'acide fort, puisque sa concentration est disons inférieure à 10^-5 mol.L-1.

    Je te suggère de revoir tes bases ou de ne pas parler à tort et à travers ou de préférence d'élever ton niveau.

    Bien à toi.

  14. #11
    invite2313209787891133
    Invité

    Re : Calcul de pH

    Je suis désolé d'insister, mais j'ai un peu l'impression que tu t'ériges dans la mauvaise foi.

    Plutôt que d'essayer de me justifier en pure perte je vais simplement recopier ce lien qui confirme mot pour mot ce que j'ai pu dire précédemment:

    http://fr.wikipedia.org/wiki/Potentiel_hydrog%C3%A8ne

  15. #12
    lft123

    Re : Calcul de pH

    Bonjour,

    Je suis d'accord avec Tétrodotoxine, il faut tenir compte de l'autoprotolyse de l'eau dans le calcul de pH à ce niveau de concentration on ne peut plus la négliger.

    La relation pH = -log[H3O+] est toujours valable (puisque c'est la définition du pH !), même pour [HCl] = 10-8 mol/L

    On écrit la conservation de la matière:

    10-8 mol/L= [Cl-] + [HCl]non dissocié

    [HCl]non dissocié vaut 0 mol.L-1.

    On écrit l'électroneutralité de la solution:
    H3O+ = OH- + Cl-

    Or, on sait que Ke= [H3O+]x[OH-]

    On en tire facilement [OH-].

    D'où l'équation du second degré suivante:
    [H3O+]² -C0.[H3O+] - Ke = 0

    Application numérique:
    C0 vaut 10-8 mol. L-1. Ke vaut 10-14 à 25 °C.

    On en déduit, tous calculs faits, vu qu'il n'y a qu'une seule solution physiquement acceptable, que le pH cherché vaut 6.98.

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  17. #13
    tétrodotoxine

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par Dudulle Voir le message
    Je suis désolé d'insister, mais j'ai un peu l'impression que tu t'ériges dans la mauvaise foi.

    Plutôt que d'essayer de me justifier en pure perte je vais simplement recopier ce lien qui confirme mot pour mot ce que j'ai pu dire précédemment:

    http://fr.wikipedia.org/wiki/Potentiel_hydrog%C3%A8ne
    J'ai ouvert le lien qui confirme mot pour mot... ce que moi j'avance.

    Il ne s'agit pas ici d'une discussion sur les développements ultimes des théories de la physique fondamentale, dans laquelle l'opinion trouve parfaitement sa place, mais de bases de la Chimie.

    Pour aller plus loin "tu t'ériges dans la mauvaise foi" signifie clairement que tu m'accuses de chercher à obtenir volontairement de façon on va dire malhonnête une reconnaissance. Or nous sommes ici tous des inconnus, nous ne nous sommes jamais rencontrés, et sommes, en tout cas pour ma part, hors de tout contexte professionnel. J'ajoute que je n'ai, pour simplifier, d'échange privé avec aucun membre de ce forum.

    Ton propos suggère donc en ce qui me concerne que je suis atteint d'une quelconque pathologie mentale. Pour "alourdir", la soif de domination qu'on trouve très fréquement chez l'homme (et la femme) ne saurait être invoquée ici chez quelqu'un de sain d'esprit, au vu du contexte, que j'ai précisé ci-dessus.

    Pour finir. Question. Pourquoi donc participer à un tel forum. En ce qui me concerne, j'ai une passion pour la Chimie et je tire de grandes satisfactions de tenter un tant soit peu de la faire partager. Je ne me leurre pas cependant: le résultat est bien maigre.

    En tout état de cause, devant l'accusation de mauvaise foi, pas de politesse.

  18. #14
    invite2313209787891133
    Invité

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par tétrodotoxine Voir le message
    J'ai ouvert le lien qui confirme mot pour mot... ce que moi j'avance.

    Il ne s'agit pas ici d'une discussion sur les développements ultimes des théories de la physique fondamentale, dans laquelle l'opinion trouve parfaitement sa place, mais de bases de la Chimie.

    Pour aller plus loin "tu t'ériges dans la mauvaise foi" signifie clairement que tu m'accuses de chercher à obtenir volontairement de façon on va dire malhonnête une reconnaissance. Or nous sommes ici tous des inconnus, nous ne nous sommes jamais rencontrés, et sommes, en tout cas pour ma part, hors de tout contexte professionnel. J'ajoute que je n'ai, pour simplifier, d'échange privé avec aucun membre de ce forum.

    Ton propos suggère donc en ce qui me concerne que je suis atteint d'une quelconque pathologie mentale. Pour "alourdir", la soif de domination qu'on trouve très fréquement chez l'homme (et la femme) ne saurait être invoquée ici chez quelqu'un de sain d'esprit, au vu du contexte, que j'ai précisé ci-dessus.

    Pour finir. Question. Pourquoi donc participer à un tel forum. En ce qui me concerne, j'ai une passion pour la Chimie et je tire de grandes satisfactions de tenter un tant soit peu de la faire partager. Je ne me leurre pas cependant: le résultat est bien maigre.

    En tout état de cause, devant l'accusation de mauvaise foi, pas de politesse.
    Si j'ai utilisé le teme de "mauvaise foi" ce n'est pas pour t'accuser de rechercher une quelconque reconnaissance (je ne vois pas où tu vas chercher une conclusion pareille ...), mais simplement parce que tu ne réfutes aucune de mes propositions et tu tourne mes propos à ta façon.

    Plutôt que d'écrire des pages et des pages pourquoi ne pas écrire simplement en quoi ce que j'ai pu dire precedement est en contradiction avec le lien que j'ai donné ?

  19. #15
    lft123

    Re : Calcul de pH

    Allons mes amis un peu de calme...

    Si nous revenions à du factuel avec un joli argumentaire fait de belles équations

  20. #16
    invite2313209787891133
    Invité

    Re : Calcul de pH

    Je suis calme, je cherche simplement à savoir ce que j'ai pu dire qui justifie le fait qu'on me "suggère de revoir mes bases ou de ne pas parler à tort et à travers ou de préférence d'élever mon niveau".

  21. #17
    lft123

    Re : Calcul de pH

    En réalité la formule liant l'activité au log de la concentration n'est qu'une approximation, que l'on considere comme "presque juste" dans un certain domaine.
    On s'en rend compte simplement lorsque l'on considere des concentrations de 10-8 mol/l; une telle concentration d'HCl donnerai un pH basique de 8 ! ce qui n'a bien sur aucun sens. Il est bien evident que la formule ne devient pas subitement fausse à partir d'une concentration de 10-6 mol/l, simplement sa precision n'est plus "acceptable".
    Le départ de feu vient peut-être de cette phrase ci...
    Or en tenant compte de l'autoprotolyse de l'eau (cf mon calcul) on voit bien que le relation pH = -log [H3O+] n'est pas erronée pour cette gamme.

  22. #18
    tétrodotoxine

    Re : Calcul de pH

    Citation Envoyé par Dudulle Voir le message
    Le pH varie effectivement entre 0 et 14 dans l'eau, ce sont les valeurs limites.
    Bonjour,

    Je crois savoir lire et je lis que selon toi le pH d'une solution ne peut être inférieur à 0 ou supérieur à 14.

    Je ne consacrerai pas de temps supplémentaire à cette discussion.

    Cordialement.

  23. Publicité
  24. #19
    mashreghi

    Re : Calcul de pH

    Bonjour,
    j'ai besoin de votre aide SVP.
    je ne sais pas comment je dois calculer le pH.
    je donne qq exemple

    Calcule le pH des solutions suivantes:
    1.Solution de HCl de [H3O+]=6.10^-4 M
    resolution:j'ai fai l'exercice à partir de ce que j'ai apri ici
    mais je sais pas si c juste ou pas???

    pH=-log[H3O+]=3,222 mol/L


    ou encore
    2.solution de NaOH de [OH-]=6.10^-4 M
    pH=-log[OH-]=3,222 mol/L

    merci

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