Calcul d'un pH

[invite74d10220]

Bonjour,

J'ai un exercice résolu que je n'arrive pas à comprendre.
L'équation de la réaction est (H3O+) + OH- = 2H2O
Et ils disent que pour trouver [H3O+]à l'état final ,donc par suite le pH, il faut faire
[H3O+]initial - [OH-]initial. Mais je ne comprends pas trop pourquoi la différence des deux concentrations initiales des réactifs est égale à la concentration finale en ions H3O+. Parce que jusque là j'avais compris que la concentration finale en H3O+ était égale à la différence de la concentration initiale en acide et de la concentration sa base conjuguée (le produit). Je suis un peu perdue. Puis-je avoir de l'aide ?
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[invite74d10220]

Svp une réponse ?

[invite2d9f8ffe]

Il sagit de determiner la concentration H3O. Si c est la concentration du H₃O dan une solution alor le ph vaut log C . Dans la reaction H₃O +OH^- donne H₂O il resulte de l'eau dont les concentrations des H₃O et OH^- sont egaux
soit n le nombre de mols H3O initiale
soit n' le nombre de H3O finale
le volume reste le meme V.
quelle est la quantité de molecules H3O qui ont lie avec OH^- pour former l'eau? : c'est n'-n.
quellle est donc sa concentration finale ?:
C' egale n'-n/V. et le Ph c'est Log c'.

[Duke Alchemist]

Bonsoir.

Par définition, (avec un "-" !)
(définition vue en lycée)

Mais c'est bien le pH des ions oxonium qu'il reste dans la solution qu'il faut prendre en compte et une partie des ions oxonium introduits initialement [H₃O⁺]_i a réagi avec les ions hydroxyde introduits initialement [HO^-]_i et ils n'interviennent donc pas puisqu'ils ont formé de l'eau.
Au final, au moment de la mesure, il reste bien [H₃O⁺]_i - [HO^-]_i en ion oxonium.

Cordialement,
Duke.

EDIT : Cette relation reste valable tant que la quantité d'ions hydroxyde reste inférieure à celle en ions oxonium initial (afin que la quantité reste positive ).

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite74d10220]

OK. Alors en fait ça veut dire que cette réaction est totale ?Pourquoi on met un signe d'égalité alors?

[invite74d10220]

OK. Alors en fait ça veut dire que cette réaction est totale ?Pourquoi on met un signe d'égalité alors?

[moco]

Tu te noies dans un verre d'eau.Il fut se rendre comte des orxres de grandeurs.
Imagine que tu partes au départ d'une solution qui contient 0.28 mol de H₃O⁺, parce que tu y as dissous 0.28 mole d'un acide quelconque. Il y a bien quelques ions H₃O⁺ issus de l'autoprotolyse de l'eau, mais cela fait à peu près 0.00000000001 mol (et autant de ions OH-). On peut ignorer cet apport microscopique de ions H₃O⁺.

Tu vas maintenant ajouter une solution contenant peut-être 0.12 mole de ions OH^-. Ces 0.12 mole de ions OH^- neutralisent 0.12 mole de ion H₃O⁺ et forment de l'eau. Il reste 0.28 - 0.12 = 0.16 mole de ions H₃O⁺ en solution. Là encore il y a bien quelques ions H₃O⁺ issus de l'autoprotolyse de l'eau, mais cela fait toujours à peu près 0.00000000001 mol. On peut ignorer cet apport de ions H₃O⁺. Il reste 0.16 mole d'acide en solution.

Tu m'as suivi ?

[invite74d10220]

Oui c'est bon je crois que j'ai compris. Il reste à la fin le réactif qui était en quantité plus importante au départ.
Mais c'est que je cherche toujours le plus compliqué. Parce qu'il y a des cas de réaction acido-basique où il reste à la fin de l'acide (réactif) et de la base (réactif) alors j'ai toujours un doute maintenant parce que je ne sais plus dans quel cas de transformation on est, totale ou non totale. Enfin c'était beaucoup plus facile en seconde tout ça !!!