QuestionS de chimie-Ana : pH et solutions tampons.

[invite68e72638]

Bonjour, je prépare un concours où j'ai des exo de chimie Ana (internat pharmacie) et j'ai quelques petites questions "théorique" et pratique qui me gênent encore un peu. Je vais essayer d'être clair et espère avoir des réponses. N'hésitez pas à me demander plus de précisions :


1/ La première concerne les solutions tampons, lorsque l'on mélange un acide faible avec un sel de sa base conjuguée (solution de CH3COOH + CH3COONa par exemple) et que l'on veux calculer le pH : dans la formule pH = pKa + log base/acide :
Pourquoi néglige-t-on la forme "basique" apporté par la solution lors du calcul ?! On simplifie le calcul alors en ayant Concentration (basique) = CH3COONa et concentration (acide) = CH3COOH (solution) mais on ne calcule pas de la sorte base = CH3COONa + CH3CHOO- (provenant de la solution).

2/ Lors d'une neutralisation d'un acide ou d'une base pour arriver à pH = pKa il faut neutraliser 50% de l'acide ou de la base afin d'arriver à une concentration en forme basique = à celle de la forme acide ?*
Car il me semble que c'est différent lorsque l'on neutralise la première acidité d'un polyacide par une base forte (le recul de l'équilibre n'est pas complet) quelqu'un peut m'aider la dessus ?

3/ Dans quels cas précis utilisent t'ont les formules

- pH = pKa + log (base - X) / (acide + X)*
ou
- pH = pKa + log (base + Y) / (acide - Y)*

(où X : quantité de proton à ajouter à une solution et Y quantité de OH- à ajouter).*

Dans des corrections d'exercices souvent ils utilisent les formules :*

- pH = pKa + log (base - X) / (acide)*
ou
- pH = pKa + log (base) / (acide - Y)*

En fait ils n'additionnent pas la forme acide à la base ou inversement, et je ne vois quand doit-on utiliser telle ou telle formule.
-----

[moco]

Dans ta 1ère question, tu proses un problème qui se produit souvent en science expérimentale. Dans le fond, tu as raison, et on devrait ajouter le ion acétate issu de l'acide à la concentration du ion acétate ajouté. Mais on ne le fait jamais. Pourquoi ?

Quand on dit qu'on ajoute 0.1 mole (ou 1 mole, si tu préfères) de ion acétate à une solution quelconque, on ne donne aucune information sur la précision de cette information. Dans l'esprit du poseur de problème, 0.1 mole veut dire que ce n'est pas 0.2 mole, ou pas 0.05 mol. C''est tout ! Cela lui est totalement indifférent de savoir que le lecteur pourrait se demander si ce serait correct d'ajouter 0.10751 mole, ou 0.09342 mole. Pour lui, tout cela est du pareil au même. Il sous-entend qu'on ajoute environ 0.1 mole. De toute façon, si on en ajoute un chouia de plus ou de moins, cela ne changera pas le pH. Et là encore, on ne demande jamais un pH avec 3 ou 4 décimales : jamais !

Alors tu vois que si on tient compte des quelque ... 0.000014804 mole de ion acétate qu'apporterait peut-être l'acide en solution, cette adjonction serait sans effet sur la concentration totale, puisque cette concentration est imprécise.

C'est exactement comme si on te demandait à brûle-pourpoint d'indiquer la distance jusqu'à la ville voisine, et que tu répondes sans trop réfléchir : 60 kilomètres. Et puis qu'on te demande ensuite, de reculer d'un mètre, et de répondre ensuite à la même question. Est-ce que tu répondrais alors : 60.001 km ?

[invite68e72638]

Tout à fait, tout est question d'approximation et de négligence d'une forme par rapport à l'autre.
Cependant dans mes calcules (sauf si j'ai fait une erreurs) la différence n'était pas si négligeable que ça, il me semble qu'on néglige une espèce devant un autre lorsqu'il y a un rapport 10^2 ou 10^3 ce qui n'était pas le cas.

D'autres personne pour les autres questions ?! vraiment besoin de votre aide
Surtout cette notion de "recul total"

[jeanne08]

Lorsqu'on met dans l'eau des acides et des bases on des réactions entre eux et des réactions avec l'eau. Ainsi quand on met un mélange AH + A- dans l'eau on a les réactions d'échange de protons suivantes:
AH + A- = A- + AH K=1 , cette réaction ne change rien!
AH + H2O =A- + H3O+ K =Ka << 1
A- + H2O =AH + OH- K = Kb<<1
2H2O = H3O+ + OH- K = 10^-14
pour fixer les idées on prendra pKa = 5

La réaction qui se fait le mieux est la première , c'est la réaction de l'acide le plus fort mis( AH) sur la base la plus forte mise (A-) , c'est logique ! Comme Ka est verifiée on a Ka = [H+]*[A-]/[AH] ou encore en prenant le log de cette expresion pH = pKa+log[base]/[acide] . Cette expression est toujours vérifiée . Le pH vaut 5 , donc il y a peu de H3O+ et encore moins de OH- donc les réactions qui engendrent ces espèces sont bien négligeables.

Soit une solution équimolaireà c mol/L en AH + A- . On pH = pKa . On ajoute x mol/l de H+ ( acide fort) .Lla réaction qui se fait le mieux est celle de l'acide le plus fort ( H+) sur la base la plus forte mise A- : H+ + A- -> AH . Cette réaction est quasi totale ( K = 10^5 ) donc on fait les comptes [AH] = c+x et [A-] = c-x d'où la formule que tu indiques
Si dans la soltion à c mol/L de AH et A- on ajoute y mol/L d' une base forte OH- on a la réaction AH+OH- -> A- quasi totale et on a, après réaction, [AH] =c-y et [A-] = c+y

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite68e72638]

Merci,

donc la formule :

pH = pKa + log (base - X) / (acide + X)

est la formule générale qui est plus correcte que

pH = pKa + log (base - X) / (acide)

Est-ce que cela ne correspond pas à une approximation : pour le calcul on néglige la quantité de proton apportés.
Parce qu'en fait j'étais d'accord pour la première formule : lors d'un ajout de base ou acide ou addition la base ajouté avec la base (idem pour l'acide) et on retranche la quantité de base ajouté à la quantité d'acide présente (neutralisation). Mais dans de nombreuses corrections d'exercices, ils "simplifiaient" en additionnant pas l'acide ajouté à la forme acide et la base ajouté à la forme basique