problème formule acide/base

[invite3eb6dafc]

Bonjour,

je n'arrive pas du tout à comprendre un exercice.
Pour une solution de HCOOH de concentration C=5*10^-2 mol/L, pKa=3,8
HCOOH + H20 donne HCOO- + H3O+
On nous dit que Ka=([H3O+]*[HCOO-])/[HCOOH]
Ensuite on nous dit qu'il y a une faible dissociation lors de la réaction entre HCOOH et H20 car pKa+log C=3,8+log 5*10^-2=2,5>2
donc [HCOO-]/[HCOOH] < 10^-2 et [HCOO-]<<<[HCOOH]
d'où C=[HCOOH]+[HCOO-] environ égal à [HCOOH]
Je n'arrive pas à comprendre comment on en est arrivé à ce raisonnement !
pKa+log C correspond au calcul du pH pour un acide faible, je suis d'accord que c'est bien le cas d'un acide faible mais ici il n'y a aucun calcul de pH ! Et d'où sort le fait que ce soit inférieur à 2, [HCOO-]/[HCOOH]<10^-2 ???
Ensuite, on nous donne l'équation de l'électroneutralité
[H3O+]=[HCOO-]+[OH-]
D'où sort cette équation, d'un point de vue électrique, ce n'est pas équilibré, une charge + pour 2 charges - !!! Et d'où sort le [OH-] ? Il n'est pas présent dans l'équation de départ !!!
Ensuite, on nous dit que [OH-] est négligeable car pH<7 donc [HCOO-] est environ égal à [H3O+]
Là, je ne comprends pas du tout. Comment peut-on le savoir si on n'a pas calculé le pH ? Le fait que ce soit inférieur à 7 est-elle une règle parce que je ne la trouve pas du tout dans mes cours !!
Ensuite, on nous dit que le Ka de départ devien Ka=[H3O+]^2/C
donc le pH=1/2 pKa -1/2 log C
Dans mon cours, j'ai deux formules, comment savoir laquelle il faut prendre ?

Merci d'avance pour cette foule de questions !!!
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[invitef85dcae6]

Ensuite, on nous donne l'équation de l'électroneutralité
[H3O+]=[HCOO-]+[OH-]
D'où sort cette équation, d'un point de vue électrique, ce n'est pas équilibré, une charge + pour 2 charges - !!! Et d'où sort le [OH-] ? Il n'est pas présent dans l'équation de départ !!!

Je pense que c'est une égalité en concentration. Et les ions OH^- viennent sans doute de l’auto-dissociation de l'eau.

Ensuite, on nous dit que [OH-] est négligeable car pH<7 donc [HCOO-] est environ égal à [H3O+]
Là, je ne comprends pas du tout. Comment peut-on le savoir si on n'a pas calculé le pH ? Le fait que ce soit inférieur à 7 est-elle une règle parce que je ne la trouve pas du tout dans mes cours !!
Ensuite, on nous dit que le Ka de départ devien Ka=[H3O+]^2/C
donc le pH=1/2 pKa -1/2 log C
Dans mon cours, j'ai deux formules, comment savoir laquelle il faut prendre ?

Merci d'avance pour cette foule de questions !!!

Normalement, l'autoprotolyse de l'eau est négligeable si le pH ne se situe pas dans l'intervalle [6,5;7,5] (intervalle ouvert ou fermé, cela dépend des bouquins...).

Quelles sont les deux formules de ton cours ?

[invite3eb6dafc]

pour les acides faibles, les 2 formules sont:
pH=1/2 pKa - 1/2 log C
pH=pKa + log C

[invitef85dcae6]

Je ne sais pas d'où sort la deuxième formule...

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite3eb6dafc]

Je l'ai trouvé sur internet, il dise que ça correspond au pH pour les acides faibles. Sinon, je ne vois pas du tout d'où vient cette formule ni à quoi elle sert !

[jeanne08]

Je vais te donner quelques pistes de compréhension en calculant le pH d'une solution d'acide faible AH de pKa = 4 de concentration C =0,01 mol/L . Je designe (H3O+) par h et on a donc pH = - logh
Quand on met AH dans l'eau on a les réactions acide-base :
1) AH + H2O = A- + H3O+ de constante Ka = 10^-4 = (A-)*h/(AH)
2) H2O + H2O = H3O+ + OH- K = 10^-14

Dans la plupart des cas on néglige l'autoprotolyse de l'eau ( ce que l'on verifie après coup ) et on en tient compte que de la réaction 1) qui produit donc autant de H30+ que de A- soit h de chaque en mol/L . On suppose aussi qu'il y a peu de A- par rapport aux AH restant car cette réaction marche mal .
On remplace dans Ka,toujours verifiée, et on trouve donc h^2 = Ka * C soit pH = 1/2 pKa - logC = 3

On doit alors verifier les hypothèses :
- l'autoprotolyse de l'eau fournit autant de H3O+ que de OH- et les OH- ( 10^-10 mol/L ... voir le produit ionique de l'eau ) sont bien negligeables
- le rapport (A-)/(AH) = Ka/h = 0,1 montre que les A- se sont peu formés

Si les hypothèses faites ne sont pas verifiées il faut recommencer l'exercice en ne faisant pas celle qui n'est pas vérifiée.

[invite9e82b44a]

pour les acides faibles, les 2 formules sont:
pH=1/2 pKa - 1/2 log C
pH=pKa + log C

La deuxième formule est celle de Henderson, pH = pKa + log ((base)/(acide))

L'autre formule est utilisée lors de l'ajout d'un acide faible dans l'eau.
On distingue alors trois cas:
-Si la réaction est peu avancée (faible constante de réaction) après calcul (selon la méthode RP), on obtient pH = 1/2*(pKa+pC) avec pC=-logC et les vérifications imposent comme condition que pKa-pC > 2
-Si la réaction est très avancée (forte constante de réaction), on obtient pH=pC et les vérifications imposent comme condition que pKa-pC < -1
-Si la réaction est "avancée", on doit résoudre une équation du second degré pour trouver l'avancement de la réaction et en déduire le pH

Si vous voulez savoir d'où sortent ces formules, je crois que les démonstrations sont sur internet .... Mais on arrive facilement aux mêmes résultats (sans les formules) en faisant un tableau d'avancement et en écrivant les équations données par la constante de réaction.