Titrage d'un Organosulfate par du HCl

[invite80b43100]

Bonjour,

Je cherche le pH final de la solution finale à un certain avancement de la réaction de titrage (fictive).
Le pKa de mon sel d'organosulfate (en R-OSO₃^-Na⁺) est de 1,8.
L'organosulfate est à la concentration de 2,6*10^-3 mol/l, et le volume de sa solution est de 15ml.
HCl, acide fort, est ajouté à l'organosulfate, et sa concentration est de 10[SUP]^-5[SUP].
Je cherche le pH pour deux états d'avancement :
V_HCl=0 ml
et V_HCl=30 ml.

Ma supposition est que à V_HCl=0 ml on n'a que du sel d'organosulfate, donc une base faible entièrement déprotonée soit :
pH=1/2(pKa+14+log(c))=6,6
Et que à V_HCl=30 ml on est dans le domaine d’Henderson-Hasselbach donc le pH est de :
pH=pKa+log(((C_bV_b)-(C_aV_a))/(C_aV_a))=3,91.

MAIS

J'ai un doute pour les raisons/questions suivantes :

Un sel d'organosulfate comme le miens est-il bien une base faible?
Est-il normal qu'en mélangeant deux solutions aux pH de 6,6 et 5 j'arrive à obtenir un pH final de 3,91 !?
Est-ce que j'ai vraiment rien compris finalement ^^?


Merci d'avance pour votre aide car je bloque désespérément.
Il y a peu d'exemple de dosage de base faible par acide fort sur le net, et je ne suis même pas sûr de correspondre à ce cas...

Cecece
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[invite80b43100]

Y aurait-il un très gentil chimiste pour me sortir de cette impasse?

Si besoin je peux apporter des précisions mais il me faut des questions ou des avis...

Merci!!

[jeanne08]

le pH pour le point v = 0 me parait correct par contre le pH pour v = 30 mL est forcement faux . Les solutions sont bien trop diluées et le pKa bien trop petit pour que les formules usuelles s'appliquent
je ne vois qu'un moyen de faire ce calcul de pH : ecrire toutes les équations de solution
d'abord départ en mol/L : A-Na+ = 2.6e-3 *15/45 =8.7e-4 mol/L et H+Cl- = 1e-5*30/45 =6.7e-6 mol/L

équations de la solution qui contient H+, OH- Cl- , Na+,A- et AH . je pose h = (H+)
(A-)+(AH) = 8.7e-4
(A-)*h/(AH)=10^-1.8
(A-) +(OH-) + (Cl-) = h + (Na+) soit (A-) + 6.7e-6 +(OH-) = h + 8.7e-4 et on peut negliger (OH-) car le milieu est acide
tu tires de la dernière (A-) en fonction de h : (A-) = h =8.7e-4-6.7e-6
avec la première tu trouves alors (AH) = 6.7e-6-h
tu remets cela dans Ka et tu dois resoudre une équation de degré 2 en h . J'ai trouvé ( mais il faut verifier tranquilillement les calculs) un pH de l'ordre de 5.2

[invite80b43100]

Alors ça!
Merci beaucoup pour cette super réponse jeanne08!
Je médite dessus et je vous dis quoi.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite80b43100]

Alors j'ai bien médité et je pense avoir tout compris, enfin presque car il me reste deux (petites) questions.

Au passage j'ai refait les calculs et on trouve bien 5,22! C'est magique

Les deux questions étant :

1)Pourquoi ne peut-on pas directement utiliser Henderson-Hasselbach à cause des trop faibles concentrations?
et
2)L'équation 3 "(A-) +(OH-) + (Cl-) = h + (Na+)" provient-elle bien du fait que le milieu est électriquement nul ?

Je vous remercie infiniment et salut votre compétence incontestable.

[jeanne08]

reponse à la question n°2 : c'est bien l'équation d'electroneutralité
réponse à la question n°1 plus difficile :
- d'abord ici tu mets une concentration de l'ordre de 10^-3 mol/L de A- et une concentration de 10^-5 mol/L de H+ donc 100 fois moins .. ; on a donc un mélange AH/A- avec 100 fois plus de A- que de AH .Tu n'es donc pas dans le domaine de Henderson qui n'est que lorsque le mélange AH/A- est dans des proportions assez voisines ( pas plus de 10 fois plus d'un que de l'autre)
- ensuite lorsqu'on a des pKa trop petits les approximations usuelles ne sont pas toujours vérifiées .
exemple : pKa = 5 , mélange équimolaire 0,01 mol/l de AH et A-. On a un pH = 5 soit (A-) =(AH) = 0.01 et (H+) = 10^-5 et (OH-) = 10^-9 donc H+ et OH- , qui proviennent de réactions qui marchent mal ( action de AH sur l'eau et action de A- sur l'eau) sont bien négligeables ...
autre exemple : pKa = 2 mélange AH+A- 0.01 mol/L de chaque . Dans ce cas si on dit que le pH vaut 2 on a (0.01 de AH et A- et 0.01 de H+ ..; qui proviennent d'une réaction dont on a pas parlé donc que l'on pensait négligeable en effet les H+ proviennent de l'action de AH sur l'eau , qui donc n'est pas negligeable donc on ne peut pas dire que (AH) = 0.01 ... bref tout est faux !

[invite80b43100]

Merci beaucoup pour ces explications.
Je comprends mieux avec des exemples. En effet dans la solution dont on parlait avant, comme on ajoutait de l'acide j'avais plus de mal à me représenter le fait que les H+ présents proviennent plutôt de l'une ou de l'autre des espèces.
Bonne continuation!