determination d'une concentration

[invite50244025]

Bonjour,

J'ai un souci avec un exercice:

J'ai une solution de H2SO3 a 1 mol.L-1 et je doit déterminer la quantité de soude il faut ajouter pour obtenir un pH de 7.
Mon souci est que je ne sais pas par quel bout le prendre: je crois que je doit supposer que il n'y a pas de soude au départ donc calculer le pH a l'équilibre. Mais après je sais pas comment continuer parce que le OH- réagira avec d'autres acides et donc je sais pas comment prendre en compte toutes les variations

Merci a ceux qui me filerons un petit coup de main
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[invite6acd5573]

bonjour,

le pH est de 7 quand nous arrivons a neutralisation. c'est a dire quand le nombre de mole de base aura neutraliser le nombre de mole d'acide.

écris ton équation de neutralisation.. ensuite regarde combien de mole de base tu as eu besoin pour neutraliser une mole d'acide.
de là tout est fais.

[invite50244025]

Tout d'abord merci beaucoup pour la reponse rapide,

Par contre je sais pas ce que c'est une equation de neutralisation... Ca veut dire quoi exactement

Merci encore

[jeanne08]

As tu les pK de l'acide H2SO3 ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite50244025]

Oui, c'est donne dans l'enoncé:
1.8 pour la premiere acidite et 7.2 pour le deuxieme

[inviteac45697a]

à pH 7, la première protonation sera complète et la deuxième partielle.

7 est légerement inférieur à 7.2 donc il y aura un peu plus de HSO3- que de H2SO3

les concentrations seront données par log (HSO3-/H2SO3) = 0.2

[jeanne08]

Alors on va partir de 1L de la solution d'acide ... qui contient 1 mole de H2SO3 Lorsqu'on ajoute de la soude on fait d'abord la réaction quasi totale ( première neutralisation ) H2SO3 + OH- -> HSO3- + H2O
Puis on fait la réaction ( deuxième neutralisation )
HSO3- + OH- -> SO3 2- + H2O

On désigne par h la concentration en H3O+
Les constantes d'acidité sont toujours vérifiées
** K1 = 10^-1,8 = [HSO3| *h/[H2SO3] donc tu constates qu'à pH = 7 il n'y a plus de H2SO3 donc la première réaction de neutralisation est terminée , ce qui a necessité 1 mole de soude
** K2 = 10^-7,2 = [SO3 2- ] *h/[HSO3 -] Tu constates alors qu'à pH = 7 il y a un mélange de SO32- et de HSO3 - dont tu connais le rapport des concentrations . La deuxième réaction de neutralisation s'est donc faite partiellement lorsqu'on atteint pH = 7 . Tu vas chercher combien de soude a été necessaire pour arriver à ce resultat ...
Courage !!

[invite50244025]

Bon alors je suis désolé de vous harceler comme ca mais je tourne en rond...

Déjà je comprends pas pourquoi il y a une mole de soude utilisée dans la première réaction.
Sinon dans la deuxième, je peux utiliser pKe=pOH+pH et le combiner avec pH=pKa+log([A-]/[AH]). Si oui comment je fais pour incorporer la mole utilisée dans la première réaction?

Merci encore

[invite6acd5573]

re,

je pense que vous allez beaucoup trop loin dans les explications.

l'équation de neutralisation est la suivant:

H₂SO₄ +2 NaOH --> Na₂SO₄ +2 H₂O

deux moles de base neutralise 1 mole d'acide.
acide fort et base forte donc complètement dissocié.
la neutralisation arrivera a pH 7 il n'y a pas a chercher plus loin dans ce cas. si s'était un acide faible avec une base forte ou un acide fort avec une base faible, alors oui il faudrait rentrer dans les calcul.

[inviteac45697a]

re,

je pense que vous allez beaucoup trop loin dans les explications.

l'équation de neutralisation est la suivant:

H₂SO₄ +2 NaOH --> Na₂SO₄ +2 H₂O

deux moles de base neutralise 1 mole d'acide.
acide fort et base forte donc complètement dissocié.
la neutralisation arrivera a pH 7 il n'y a pas a chercher plus loin dans ce cas. si s'était un acide faible avec une base forte ou un acide fort avec une base faible, alors oui il faudrait rentrer dans les calcul.

la deuxième neutralisation est bien une neutralisation d'un acide faible par une base forte.

[jeanne08]

Pour Sebotor : il s'agit de la neutralisation d'un diacide faible : H2SO3 ... et non de H2SO4 qui a effectivement , en général , un comportement de diacide fort ... c'est donc plus compliqué !

Retour au sujet : philosophie de l'exo : on arrive à pH = 7 donc il n'y a quasi pas de OH- dans la solution ( 10^-7 ) donc tout ce que l'on a ajouté comme soude a servi !
Pour 1 L de solution on a eu besoin de 1 mol pour transformer H2SO3 en 1 mol de HSO3 - . On a ensuite transformé partiellement HSO3- en SO3 2- . La constante K2 ( toujours verifiée ) nous montre qu'à pH = 7 on a un rapport [SO32-]/ [HSO3 -] de 10^-0,2 = 0,63 .... ce qui fait 0,39 mole de SO3 2- et 0,61 mole de HSO3- . Il a donc fallu , pour faire la deuxième réaction 0,39 mol de soude ...
On comprend et on fait les comptes !