pH et diagramme de prédominance

[invite41ded49f]

Bonjour à tous,

Je rencontre un petit problème avec les diagrammes de prédominance.

Grâce à la relation d'Henderson Hasselbach on peut aisément montrer que si le pH est inférieur au pKa d'un couple acide base A-/AH alors [AH] > [A-] et inversement lorsque le pH est supérieur au pKa.

Mais si je considère un pH très acide, alors la concentration en H+ doit être élevée, donc l'acide AH fortement dissocié, donc présent en faible concentration alors que la base conjuguée quant à elle devrait être en forte concentration. Ce qui me donne le résultat opposé à ce que m'annonce la relation ci dessus.

Quelqu'un pourrait t'il m'éclairer s'il vous plaît?

Merci par avance et bon week end à tous.
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[jeanne08]

Quelle que soit la composition d'une solution les constantes d'acidité des couples acides /bases faibles qui s'y trouvent sont vérifiés donc on a toujours Ka = (base)*(H+)/(acide) et en passant aux log : pH = pKa + log ((base)/(acide)) . Le pH de la solution depend de tout ce que l'on y a mis, pas seulement du couple AH/A- .
exemple : 1L eau + 0.1 mol de H3O+ ( acide fort) + 0.1 mol de AH ( acide faible pKa =5 ). Pour une telle solution le pH vaut 1 et AH n'est quasiment pas dissocié , on peut calculer la concentration en A- qui vaut alors 10^-5 mol/L

[inviteae1e42bf]

Bonjour,

Jeanne08 j'ai lu ton message ainsi que ta réponse sur un sujet du même genre, plus ancien, mais j'ai encore un peu de mal

Il y a deux choses en particuliers qui me gènent :
De deux choses l'une, dans le cas ou tu mets uniquement un acide fort dans de l'eau distillée, comment le système évoluera-t-il ? L'acide va-t-il se dissocier totalement et donner des H3O+ et des A- ?
D'autre part, on a vu recemment que pour le cas que j'ai évoqué, si l'autoprotolyse de l'eau est négligeable, on a pH=pC, ce qui inclut bien que l'acide va se dissocier totalement.. non ?

Merci pour le temps passer à me lire, surtout que j'ai l'impression de reposer une question évoquée des millions de fois

Henri

[invite41ded49f]

Pour le coup je crois pouvoir te répondre.

Un acide fort est toujours dissocié totalement, donc tu dois toujours prendre en compte l'apport de H+ lié à sa dissociation. Alors que pour un acide faible, la dissociation est négligeable si le pKa est très inférieur au pH ou est dissocié totalement si le pH est très supérieur au pKa. Elle varie donc selon l'écart entre le pH et le pKa.

Je ne connais pas la manip donc considère que 10-x signifie 10 exposant -x . Au cas où.

L'influence de l'autoprotolyse de l'eau dépend de la concentration en H+ que ta solution doit apporter, si elle est très supérieure à 10-7 mol/L 25°C , prenons par exemple 10-5 mol/L alors tu peux négliger son influence. En effet 10-5 est 100 fois supérieur à 10-7 . Donc le pH = - log (10-5)= 5

Ai- je été clair?

J'en profite pour remercier Jeanne de sa réponse qui m'a bien éclairé.

[A voir en vidéo sur Futura]