Déterminer un pH - Produit ionique de l'eau

[babaz]

Bonjour,

J'ai un exercice qui me pose problème. Je ne parviens pas à trouver le pH qu'on nous demande. Je crois que le produit ionique de l'eau intervient.



Merci pour votre aide
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[babaz]

Personne ne peut m'aider ?

[babaz]

25.000 $ au premier qui me répond.

[invite16b46ff1]

bon alors pour 25000$ je regarde :P ^^ 5 minutes...

[A voir en vidéo sur Futura]

[benji17]

Moi je dirais bien 8,05...

[benji17]

Bah en fait non, je trouve que les H⁺ sont tellement limitant qu'on ne peut pas transformer les 30% de puyruvate, comme le dit le texte....
Voici ce que j'ai essayé de faire:
A l'etat initial:
[H⁺]=10^-pH=10^-7.9=1.26.10^-8mol.L^-1.
[Puryvate]=5.10^-2 mol.L^-1.
Si on veut transformer 30% de puyruvate, ça donne: [lactate]=30% x 5.10^-2=0.015 mol.L^-1. A partir de là on voit bien que les H⁺ sont ultra limitant et qu'on peut pas transformer autant de puyruvate.
Qu'est ce qui ne va pas dans mon raisonnement ?

[invite16b46ff1]

c'est bien ça qu'il faut faire benji...

voila, je suis désolé de ne pas avoir répondu plus tot, mais je n'ai pas le monopole de l'accès à l'ordinateur...

Visiblement ça ne m'a pas l'air archi compliqué,.. ou bien j'oublie un détail... ^^

Donc, il s'agit d'une réaction catalysée, la présence ou non du catalyseur ne joue que sur la vitesse de la réaction... le NAD ne joue pas donc on peut réécrire l'équation comme

CH₃COCOO^- + 2 H⁺ --->....

pour faciliter le calcul, on considère que nous sommes dans un volume d'1 litres (pour assimiler les concentrations aux nombres de moles)
au départ tu as 0,05 moles de pyruvate... tu en transforme 30 %... il t'en reste donc 0.035... et tu as formé 0.015 moles de lactate... pour produire tes 0.015 moles de lactate, tu as consommé (comme l'indique la stéchiométrie), 0,030 moles de H⁺...
ton PH de départ est de 7,9..

PH= -log[H⁺]
tu trouves donc que [H⁺]_ini= 10^-7.9
tu as consommé 0,030 moles de H⁺, mais n'oublies pas que tu es en milieu aqueux!!! donc que tu peux te fournir en H⁺...
tu as donc dû produire 0,03-10 ^{- 7.9} moles de H+... autrement dit tu en as produit autant de OH^-
tu trouves donc que tu as produit:
2.99999874107*10^-2 moles de OH^- (comme j'ai décidé de travailler dans un volume de 1 litres,... cela revient à dire que ta conetration en OH^- dans le milieu est de 2.99999874107*10^-2 moles/L

comme [OH^-]*[H⁺] = 10^-14
tu en tires que :
[H⁺]= 3,33333473215*10^-13

comme PH= -log[H⁺] tu en tires un PH de 12,477

Je pense que c'est la bonne réponse,... dans ton énoncé on dit bien qu'on attend le temps nécessaire pour que 30% aient réagi. cela dit,... peut être que jusqu'a PH 8,4 les H⁺ sont fournis par le catalyseur...
donc tu calcules combien de pyruvate à réagit jusqu'a PH 8,4, ensuite (pour le reste qui doit encore réagir) les H⁺ sont fournis par le milieu... tu calcules combien de OH- sont produits et tu recalcule ton PH.... j'avoue que j'y ai pensé... mais ce serait un peu trop "gros"... a mon avis il n'est pas utile d'aller chercher aussi loin.... mais tu peux le faire... c'est un bon excercice,.. et au moins tu verras si tu as compris ^^

[invite16b46ff1]

Bah en fait non, je trouve que les H⁺ sont tellement limitant qu'on ne peut pas transformer les 30% de puyruvate, comme le dit le texte....
Voici ce que j'ai essayé de faire:
A l'etat initial:
[H⁺]=10^-pH=10^-7.9=1.26.10^-8mol.L^-1.
[Puryvate]=5.10^-2 mol.L^-1.
Si on veut transformer 30% de puyruvate, ça donne: [lactate]=30% x 5.10^-2=0.015 mol.L^-1. A partir de là on voit bien que les H⁺ sont ultra limitant et qu'on peut pas transformer autant de puyruvate.
Qu'est ce qui ne va pas dans mon raisonnement ?

ce qui ne va pas dans ton raisonnement c'est que tu oublies que nous sommes en milieu aqueux et que donc tu peux te servir sur H2O ^^ (plus que 4 messages et je suis à 100 )

[benji17]

Ha oui en effet, c'est un oubli conséquent ^^