Bonjour,
Question sur les RP :
Quand on a une seule RP et que l'on trouve un pH qui satisfait les approx. et les conditions hypothétiques, ça va,
Mais quand on a 2 (voir 3) RP ?
Comment repart on sur la seconde RP ?
A l'E.I. de la seconde RP, on considère les H3O+ déja produit par la 1ère RP ? ou pas ?
Il n'y a jamais deux réactions prépondérantes.
Ha ?
2 réactions principales ?
Quel est le terme exact ? : 2 réactions dont il faut tenir compte de la production de H3O+
Donne-nous un exemple concret ! On comprendra mieux ce que tu cherches.
Est-ce que tu veux dire qu'on dissout par exemple deux acides forts dans de l'eau ? Auquel cas, il est vrai que les deux acides contribuent à former des ions H3O+ dans l'eau ?
Par exemple avec le diacide H2SO4 (pKa1 = 0, pKa 2 = 2). c=10^-2mol/L
(on suppose la réaction avec le second acide négligeable)
c est suffisamment grand pour dire que pH = 2. Cependant, a pH = 2, il se balade des SO4 2- donc la seconde réaction avec HSO4- est aussi principale. Et là, on repart comment pour calculer la nouvelle concentration en H3O+?
Dernière modification par taupinaz ; 21/11/2011 à 17h42.
A pH 2, on peut considérer que l'acide H2SO4 a perdu depuis longtemps son premier H+. Dés que l'acide pur H2SO4 est mélangé avec un tantinet d'eau (donc aux concentrations > 1 M), il est intégralement transformé en H3O+ et HSO4-. Aux dilutions plus poussées, comme la tienne, la seule réaction dont il faut se préoccupé est la réaction de HSO4- qui forme SO42- et H3O+.
Ha ben oui, vu comme ça, ça calme...
Admettons la même chose, mais avec un diacide faible : H2A
On met H2A dans de l'eau a une concentration c (pourquoi pas 10^-2). On calcul le pH et on tombe dans une zone ou A2- n'est pas négligeable.
On repart comment pur la seconde réaction, à l'EI ? (h1 la concentration en oxonium issu de la 1ère réaction et x l'avancement (en mol/L))
HA- + H2O = A2- + H3O+
h1 * 0 h1
h1-x * x h1+x Equivaut h1-h2 * h2 h1+h2
Donc on aurait h = h1 +h2 eq h2=h-h1
Ka = (h2.h)/(h1-h2) eq Ka = (h²-h1.h)/(2h1-h)
Et on résou ce bazarre pour trouver h et donc le pH ?
Les réactions acide/base sont toutes " imbriquées " et elles s'influencent mutuellement ... bref on ne peut pas partir de la première , puis considerer la seconde ... il faut prendre le problème globalement
ex H2A = HA- + H+ K1
HA- = A2- + H+ K2
au départ on met c mol/L de H2A et on suppose que l'on doit tenir compte des deux réactions
première methode : on ecrit les équations de la solution: conservation de ce que l'on met , neutralité électrique , constantes d'équilibre : on a autant d'équations que d'inconnues , on resout le système en faisant encore quelques approximations ( du genre OH- est négligeable devant H+ ... )
avantage de cette methode : on ne se proccupe pas de ce qui se passe vraiment , cela va marcher à tous les coups ... les calculs sont plus ou moins compliqués
deuxième methode : on appelle x l'avancement de la première et y l'avancement de la seconde et on tient compte des 2
(AH2) = C - x (AH-) = x-y (A2-) = y (H+) = x+y et on remet tout cela dans K1 et K2 pour calculer x et y puis le pH cette methode marche si on est bien sur que ces deux seules réactions sont à prendre en compte , je ne sais pas trop comment on va l'utiliser si un équilibre de l'eau intervient ...
Bref , à mon avis : la methode RP très rapide donne souvent des résultats corrects ... sinon on revient aux équations de sa solution !
Ha...
On nous a appris justement a considérer une réaction, puis de voir ensuite si une seconde est à prendre en compte ou pas...pas 2 d'un coup...
(miles excuses pour la lenteur de réponse)
certes ... mais les constantes d'équilibre sont verifiées par les quantités finales .
Par exemple si tu as un diacide AH2 et 2 pK :
réaction 1 : AH2 = AH- + H+
réaction 2 : AH- = A2- + H+
Tu ne peux pas considerer seulement la réaction 1 , calculer AH- et H+ à partir de K1 , puis supposer la réaction 2 et utiliser K2 et calculer le supplément de H+ apporté en considérant seulement K2 . Les concentrations qui interviennent dans K1 et K2 résultent des deux réactions .
Donc : on essaye en ne tenant compte que d'une réaction : on fait les calculs , on regarde si on a raison
- oui : OK
- non : on RECOMMENCE en tenant compte de deux réactions
D'accord, mais la réaction avec H2A se faisant avant la seconde, on ne peut pas dire que la réaction 1 produit une certaine quantité de H3O+, qui seront pris en compte dans l'E.I. de la seconde ?
si mais quand tu utiliseras K1 ou K2 il faudra tenir compte des H+ totaux !
Admettons que H2A +H2O => h1 = [HA-]
pas de bol, je tombe dans le domaine de prédominance des A-...balot hein...
Donc je repars a l'E.I. de HA- +H2O avec [H3O]i = h1
et pour calculer la concentration totale d'oxonium = h , j'utilise le Ka2 mais avec h1+h2 =h à l'E.F. de ma seconde réaction (et [HA-]f =h1-h2 ?) ?
oui .. cela me parait tout à fait juste ... , cela revient bien à considerer que h1 est l'avancement de la première et h2 l'avancement de la seconde et lorsqu'on utilise les constantes d'équilibre on utilise les concentrations resultant des deux réactions.
relis bien mon post n°10 ... pour... ce qu'il ne faut pas faire !
Ben je l'ai fait la semaine dernière : j'ai calculé le supplément de h apporté par la seconde en repartant de de pour la concentration en oxo a l'E.I. de la seconde réaction...je confirme, ça marche pas...
Merci beaucoup en tout cas =)
