ph de solutions acido-basiques

[invite6c1a1b33]

Bonjour,

J'ai un problème avec un exercice. Voici l'énoncé :
10 ml d'un acide AH (solution S1) possède un pH de 3. Si on ajoute à cette solution 10ml d'eau, le pH devient égal à 3,15 (solution S2).

1) L'acide AH est-il fort ou faible ?
Ici, j'ai répondu que avant ajout de H2O que [H30+]=10^(-ph)=10^(-3) mol/L et que après ajout de H20, [H3O+]=10^(-3,15)=7,08.10^(-4). Donc l'ajout d'eau privilégie la réacton dans le sens inverse de la dissociation de l'acide, donc c'est un acide faible.
Pour cette question je pense avoir juste, mais je me demande si c'est suffisant comme explication.

2)Si on ajoute à la solution S1 5ml de soude (NaOH) à 6.10^(-2) mol/L, l'acide AH est exactement neutralisé. En déduire le coefficient de dissociation a de l'acide AH dans la solution S1.

Par contre pour cette question, j'ai tout retourné dans tous les sens et je ne parviens pas à trouver la bonne solution qui est censée être a=3,33.10^(-2).

Pouvez vous m'aider ?
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[jeanne08]

-pour la première question tu vois quele pH augmente de 0,15 unité quand la concentration en acide est divisée par 2 et log2 = 0,3 donc le pH est bien en logc/2 ... c'est un acide faible
- pour la deuxième question l'acide AH réagit de façon quasi totale avec la soude selon AH + OH- -> A- + H2O . La quantité de soude mise à l'équivalence te permet de calculer la concentration c ( en mol/l) de l'acide AH dans S1
Par ailleurs tu sais que dans S1 à cause de l'action de AH sur l'eau selon AH + H2O = A- + H3O+ il y a autant de A- que de H3O+ soit 10^-3 mol/L ... tu peux donc calculer quelle fraction de AH était dissociée dans S1 .