Bonjour,
J'ai un problème qui pourrait vous sembler simple, mais je
ne sais pas trop par ou commencer.
Voici le problème:
''Le pH d'une soltution d'un monoacide à 6.42X10^-2 mol /L
est de 3.86. S'agit-il d'un acide fort? Montre les calculs pour
appuyer ton explication.''
Merci beaucoup!
hannnnnnn des questions sur le pH y a toute une tapée sur le forum ! personne ne connaît la fonction "rechercher" ici ??? c'est lourd à la longue !
EDIT : j'oubliais de sortir ma phrase fétiche : la vocation du forum n'est pas de faire les devoirs des forumeurs mais de les aider. sur ce, dis-nous ce que tu penses de ton exo et on verra ensuite comment résoudre le problème.
J'ai fait une recherche...sinon je n'aurai pas ouvert une discussion.
Je suis un cours par correspondance...et laisse moi te dire que c'est pas joli.
J'ai des formules, mais aucunes exemples de comment les utiliser.
Je me suis quand même débrouillé pour les modules précédents en regardant
sur les forums.
La seule chose que je veux, c'est des explications. Je n'ai pas besoin d'une
réponse toute cuite dans le bec si c'est ça que tu voulais dire.
Je vais quand même formuler une hypothèse. Je pensais que les acides forts se dissociaient au complet. La seule chose que j'ai dans mes notes c'est : Ke = 10^-14 quand la concentration est inférieur à 1mol/L et Ke=(H3O+)(OH-).
Je veux seulement savoir les étapes à suivre car j'ai d'autres problèmes comme ceux-ci.
Merci encore...
ok excuse moi si aucun sujet de ce type n'a été ouvert mais ça m'étonne quand même.
un acide fort par définition à un pKa très faible donc un Ka très grand donc il se dissocie totalement.
c'est le cas par exemple de l'acide sulfurique dont la première acidité (seulement) est forte avec un pKa autour de 0 je crois.
pour un acide faible c'est l'inverse.
pour un acide fort on peut utiliser la relation [H3O+]=10-pH ou pH=-log [H3O+]
pour le Ke il vaut bien 10-14 mais à 25°C.
est-ce que l'énoncé que tu nous à fourni est complet ou il manque des informations ?
C'est exactement ce dont j'avais besoin!
Merci beaucoup!
Bonsoir.
Je complète un peu les propos de ZuIIchI :
La relation pH = -log[H3O+] est la définition du pH (vue en lycée...).
Pour un acide fort de concentration CA qui se dissocie totalement suivant la réaction :
AH + H2O -> A- + H3O+,
on a : [H3O+] = CA
Ainsi, si le pH vaut -log(CA) alors cet acide est fort, dans le cas contraire (pH > -log(CA)... il ne peut pas être <), il sera faible.
Une expression plus précise peut être établie avec la constante d'acidité alias Ka (-> pKa). Cela te dit-il quelque chose ?
Duke.
oui à ce moment là on peut utiliser la formule générale (vue au lycée aussiDuke) qui est :
pH=pKa+log([forme basique]/[forme acide])
(il me semble aussi que dans un autre topic j'ai donné toutes les formules utilisées couramment pour les différents cas de solutions)
faudrait faire une recherche
mais justement on a pas d'autres informations ! genre on ne sait pas en quelle concentration est présent l'acide pour vérifier si il est fort, pKa, etc ...
Bonjour,
Je dois calculer le ph d'une solution 1.78 x 10-4 M de HCOOH dont le pKa vaut 3.75 et d'après la formule donnant le pH d'un acide faible:
pH= 1/2 pKa - 1/2 log CA, j'obtiens:
= 1/2 x (3.75) - 1/2 log (1.78 x 10-4 = 3.75
Mais du coup, j'obtiens la même valeur que du pKa comme si on était en demi équivalence ce qui n'est pas le cas.
Je ne sais pas si c'est normal comme réponse mais si quelqu'un pouvait me corriger ça serait bien
Merci
on note l'acide faible AH et sa concentration initiale C
la formule utilisée n'est pas valable dans ce cas car elle n'est valable que si on a, à l'équilibre, beaucoup plus de AH que de A- donc on reprend les calculs
réaction quand on met AH dans l'eau : AH + H2O -> A- + H3O+ qui permet d'obtenir autant de A- que de H3O+ .
on fait un tableau d'avancement et on a (A-) = (H3O+ et (AH) = C-(H3O+)
on remet tout dans Ka et on trouve la concentration en H3O+ donc le pH ...
remarque : la formule que tu donnes est valable si (A-) =(H3O+) <<(AH) ~ C
Bonjour,
Désolée jeanne, mais je n'ai pas très bien compris ton raisonnement. (Je suis très nul en chimie)
Comment pourrais je savoir que quand on me demande le ph de HCl 0.01M je dois tout simplement utiliser la formule et j(obtiens 2 (qui est la bonne réponse) mais qu'une fois la concentration d'HCl diminue à 10-8 par exemple, la formule ne fonctionne pas.
Comment savoir qu'ici on a moins de AH que de A- ? Qu'est ce qu'un tableau d'avancement?
Je suis vraiment dans le flou total
le problème avec les formules c'est qu'elles ont une validité limitée ... et que l'on oublie les limites ...
- un tableau d'avancement consiste à écrire , sous l'écriture d'une réaction chimique , les nombres de moles de départ et les nombres de mol de la fin .
- ex : HCl + H2O -> Cl- + H3O+ ( réaction totale) avec au départ , dans 1L d'eau n mol de HCl , 0 de Cl- et 0 de H3O+
L'acide fort HCl est totalement dissocié donc à la fin ona 0 mol de HCl et n mol de Cl- et n mol de H3O+
- AH + H2O = A- + H3O+ ( réaction qui a une petite constante) avec au départ dans 1L d'eau n mol de AH, 0 de A- et 0 de H3O+ . A la fin on a n-x mol de AH , x mol de A- et x mol de H3O+ ... Les calculs peuvent se simplifier si x<<n ...
On ne compte pas la quantité d'eau dans cette histoire car l'eau est solvant et il y en a un large excès ...
Mais l'eau peut réagir sur elle même selon 2H2O = H3O+ + OH- ( Ke = 10^-14) et cette réaction est très souvent négligeable sauf si ... la quantité d'acide est très petite ...
Ces exercices ne sont jamais très faciles et je ne sais pas vraiment comment t'aider !
Dernière modification par jeanne08 ; 29/11/2011 à 16h42.
Mais c'est déjà un peu plus clair
Merci encore
