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Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre



  1. #1
    AurelienSTE

    Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre


    ------

    Bonsoir à tous,

    Je me permets un petit post car j'ai vraiment beaucoup de mal en chimie, et je vous demande un petit coup de pouce pour au moins commencer mes exercices sans patauger comme je le fais....

    -Comment préparer une solution de n litres de HCl à une certaine concentration molaire à partir d'une concentrée à x% ?
    Pareillement pour une mélange de deux molécules acide faible/base forte...?
    (le mélange de tous ces paramètres physiques m'embrouillle).

    -Pour avoir une solution d'un pH donné, comment savoir quelle quantité d'HCl utiliser ?


    Ca va peut-être vous paraitre simple, mais à mon niveau je trouve ça difficile et sujet à embrouille pour l'instant.

    Merci par avance pour qques explications illustrées (éventuellement) !

    -----

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  3. #2
    HarleyApril

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Bonsoir

    Pour la première question, jette un oeil sur les questions récurrentes, tu y trouveras la réponse

    pour avoir un pH donné avec HCl, il te suffit d'appliquer la définition du pH : pH = -log[H+] d'où [H+] = 10^-pH
    l'acide chlorhydrique étant totalement dissocié, [H+] provient intégralement de ce que tu as introduit

    cordialement

  4. #3
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Bonjour!

    Je te remercie HarleyApril. Pour mon problème, avec HCl, j'ai trouvé une concentration de 0.004 mol/l en appliquant [HCl]=10^-pH, et donc 0.008 mol/l avec H2SO4. Ca me semble trèèès faiblement concentré ça non ?

    Sinon comment calculer le pH d'un mélange d'acides dont on connait le pKa ?

    Que signifie "un acide faible HA de concentration 0.15M est ionisé à 1%"

    Merci encore, que je puisse avancer tout en comprenant.

  5. #4
    eurostar60

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    HCl est un acide fort pour connaitre son pH en solution dans l'eau la formule est la suivante

    pH = - log [HCl]

    donc d'après ton calcule tu as pH = - log 0.004

    Tu as un mélange de HCl et de H2SO4 ?

    un acide faible HA + H2O = A- + H3O+

    son Ka = [H30+] * [A-] / [HA]

    ionisé veux dire sous forme d'ion A- et d'ion H3O+ je suppose

  6. #5
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Alors non, j'ai plutôt:
    " Avec H2SO4 la concentration aurait été différente car cette molécule contient deux ions H+, tel que:

    [H2SO4] = (10^-pH) x 2
    [H2SO4] = (10^-2,4) x 2
    [H2SO4] = 0,008 mol/l

    (je veux juste expliquer qu' avec H2SO4 il faut une concentration molaire de 0.008mol/l alors que HCl bnécessite 0.004 mol/l. Mais est ce correcte ?)

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    eurostar60

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    la premier acidité de H2SO4 est un acide fort

    H2SO4 + H2O -> H3O+ + HSO4-

    la deuxiéme acidité est acide faible on pourrait donc la négligé par rapport a un acide fort

    tu as donc pH = - log [H2SO4]
    attention si le pH > 6.5 cette formule ne marche plus car on ne peut plus négligé l'autoprotolyse de l'eau
    et la deuxiéme acidité

    si c'est pas précisé tenir compte de deux acidité tu peut faire comme je tais dit sinon.
    cette formule [H2SO4] = (10^-pH) x 2 est fause tu ne tiens pas compte du Pka deux la deuxiéme acidité !!!

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  10. #7
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    J'ai bien noté et c que tu m'as dit et je reprends un exercice précédent du cou où il est écrit (dis moi ce que tu en penses):

    "Calculer le pH de la solution de H2SO4 à 0,5.10^-2 mol/l.

    [H+]= 2 x 0,5.10^-2 mol/l
    [H+] = 0.01
    Donc pH = -log 0.01
    pH=2 "

  11. #8
    eurostar60

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Calculer le pH de la solution de H2SO4 à 0,5.10^-2 mol/l.

    pH = -log [H2SO4]
    pH = - log 0.5*10^-2
    pH = 1.3

    pH < 6.5 on peut donc négligé l'autoprotolyse de l'eau

    la deuxiéme acidité de H2SO4 est négligeable devant la premier

    voila en gros ce que tu écrit

  12. #9
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Merci, voilà que j'avance! Sinon, comment fais tu pour calculer le pH de solutions quand tu connais pKa et concentration?
    Ou encore en mélange de deux acides Même avec le cour je ne vois pas comment,c'est trop général ce qui y est expliqué.

  13. #10
    eurostar60

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    pour un acide faible
    pH = 1/2 Pka - 1/2 log C

    pour base faible
    pH = 7 + 1/2 Pka +1/2 log C

    attention au domaine de validité de ces formules elle dépend de C donc si tu trouve pour un acide faible un pH de 8 la formule n'est pas applicable.
    Un mélange de deux acide cela dépend si c'est 2 acide faible ou un acide fort un acide faible il y a bcp de possibilité ...

  14. #11
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Bien mais quelles formules appliques-tu dans le cas d'acides et bases fortes alors ?

    Sinon dans l'exemple qui m'intéresse si je reprends ton explication, concrètement j'ai:

    -Acide propanoïque (pKa 4.87, 0.65 M) pH= 1/2 (4.87) - 1/2 log (0.65) = 2.528

    -Mélange de deux acides : benzoïque (0.45 M) et benzoate de sodium (0.30 M; pKa 4.2). Je crois que c'est un couple acide-base ? Comment faire dans ce cas ?

  15. #12
    jeanne08

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    A propos de H2SO4 : la première acidité est forte , la seconde est faible mais a un pKa de 2 ... donc très souvent on considère que H2SO4 est un diacide fort. ( donc H2SO4 + 2H2O -> 2H3O+ + SO4 2-) Le pH d'une solution à 0,5;10^-2 mol/L de H2SO4 est donc -log(10^-2) = 2. En toute rigueur il est à peine superieur à 2 .
    Lorsqu'on melange de l'acide benzoique et du benzoate de sodium , on ne mémlange pas deux acides mais un acide et sa base conjuguée donc le ph est donné par la formule pH = pKa + log ((base)/(acide) )

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  17. #13
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Merci Jeanne. Il est écrit dans mon cour que c'est le fait que H2SO4 comporte 2 atomes de H qui fait que l'on doive multiplier par deux comme cela:
    [H+]= 2 x 0,5.10^-2 mol/l
    [H+] = 0.01
    Donc pH = -log 0.01
    pH=2 . . .. .. . ce qui a priori revient au même.

  18. #14
    eurostar60

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    jeanne08 cette formule est fause explication: C0 c'est la concentration en H2SO4
    premier acidité est total donc [H2SO4]=[HSO4-]

    Conservation de la matiére => C0=[HSO4-] + [SO4^2-]
    Electroneutralité => [H+]=[HSO4-] + 2[SO4^2-] + ( [OH-] que l'on peu négilgé)

    NE-CM => C0-[H+] = [SO4^2-]
    CM => [HSO4-] = C0-[SO4^2-] = C0 - (C0-[H+]) = [H+]

    Ka= [H+] * [SO4^2-] / [HSO4-]
    Ka= [H+] * (C0-[H+]) / [H+]
    Ka= C0-[H+]
    pH = -log (Ka - C0)
    avec Ka = 10^-2

  19. #15
    jeanne08

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Je suis d'accord que pour une solution 0,005 mol/L de H2SO4 le pH n'est pas exactement 2. Très souvent on fait l'approximation plus ou moins legitime de considerer H2SO4 comme un diacide fort .
    Pour calculer le pH exact il faut revenir, comme tu le fais, aux équations de la solution ... mais tu fais une petite erreur de calcul ...
    on trouve (SO4 2- ) = H+ - C0 et (HSO4 -) = 2C0 -H+ donc Ka = (H+) *(H+ - C0 )/(2C0 -H+) . on doit donc resoudre une équation du second degré pour trouver H+ ...

  20. #16
    eurostar60

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    je vois je me suis trompé dans mes calcule merci jeanne

  21. #17
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Comment résolveriez-vous cela: j'ai trouvé presque jusqu'au bout, mais je crois faire fausse route à un moment donné:

    "Préparer 5l de tampon acétate 0.3M, pH 4.47 à partir de
    *CH3COOH à 2M et de
    *NaOH à 2.5M
    Donné: pKa CH3COOH: 4.77 "

    J'en suis là: (si vous voyez une erreur ou pouvez m'aider à avancer, je vous en serais reconnaissant !)

    pH = pKa + log ([A-] / [HA] ) d'où,
    log ([A-] / [HA] ) = pH - pKa = 4,47 – 4,77 = - 0,3
    ([A-] / [HA] ) = 10^-0,3 = 0,501
    [A-] / [HA] = 0,501 <==> [A-] = 0,501 x [HA]

    Solution tampon*: [A-] + [HA] = 0,3 M
    Donc*: [HA] + 0,501 [HA] = 0,3 <==>
    1,501 [HA] = 0,3
    [HA] = 0,3 / 1,501 = 0,2 M
    [HA] = 0,2 M

    Pour 5l de solution*: n (mol) = c (mol/l) x V(l)
    n = 0,2 x 5
    n= 1 mol

    On prélève, à partir d'une solution d'acide acétique concentrée à 2 mol/l, 0,5l pour 1 mol .

    Volume = 500 ml CH3COOH

    NaOH est une base forte qui réagit totalement.
    Donc*: n = c . V <==> …......... Là, je dois faire fausse route je pense, j'ai deux inconnues.

  22. #18
    AurelienSTE

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Bonjour !

    Comment faites-vous pour savoir "à l'avance" si un acide ou une base est faible ou fort ?
    Car ça change les formules qui sont à appliquer apparemment..

    Sinon, savez pourquoi la pepsine doit avoir un pHi aussi bas ?

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  24. #19
    ZuIIchI

    Re : Préparation de solutions/concentrations/pH/pKa... j'ai du mal à comprendre

    Quand un couple acide/base a un pKa de 2 ou moins voire négatif, il est considéré comme fort. Sinon il est faible.

    L'acide sulfurique a un pKa de -10 et est donc très fort. A l'inverse, l'acide acétique avec 4,75 je crois est un acide faible.

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