acido basique neutralisation acide faible

[invite5bb1e0f2]

Bonjour,
j'ai depuis peu réaborder les réactions acido basiques mais d'une autre manière qui me déstabilise un peu.Avant pH=pka+log(A-/AH) me suffisait amplement^^ Maintenant je pense cafouiller entre toutes les formules.

Un exemple vaut mieux que de longues paroles..

Soit un mélange d'acide faible (Ka=2,3) avec une base forte avec l'acide faible en exces.(ex: 0.75mmol d'acide et 0.375 mmol de base dans 75 mL d'eau).
Je considére qu'il reste 0.375 mmol d'acide donc de concentration [AH]= 5.10^(-3) mol/L
Or Ka> [AH]*10^(-4) Je dois donc considérer l'autoprotolyse de l'eau et j'aimerais donc appliquer la formule:
[H30+]=(-Ka+(Ka²+4Ka[AH])^(1/2)) /2

Cependant cette méthode n'est pas valable et je ne vois pas pourquoi. (la formule étant pour un acide faible SEUL en solution).
Je pense que c'est à cause du Na+ mais alors n y a t'il pas une méthode rapide? Je desespere à faire un systéme des concentrations equivalentes qui sera trop long le jour du concours.

Merci beaucoup à ceux qui répondront, et n'hésitez pas à me rectifier.
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[jeanne08]

Tu as un mélange qu'on pourrait supposer équimolaire de AH et A- mais à pH = 2,3 on ne peut pas négliger les ions H+ ...
Dans ce cas , pas de formule , on revient aux bases : équations de la solution
- conservation des A : (AH) + (A-) = 10.10^-3
- électroneutralité : [H+] + (Na+) = (A-) + (OH-)
avec (Na+) = 5.10^-3
dans cette équation on peut négliger les OH- car le pH va etre très acide !
- ecriture du Ka ...

On a une équation de degré 2 en (H+) avec une seule solution physiquement aacceptable

[invite5bb1e0f2]

ok...
C'est justement ce que j'essayais d'éviter de faire. La formule que j'employais ( avec les racines de ka) part du même principe avec l'équation de [H30+]² mais ici le Na+ fausse cette petite "magouille".
Merci beaucoup d'avoir répondu mais en vue d'un concours type qcm je pense que je sauterai ce genre de questions (car demande un minimum de temps :-s )