Problème chimie analytique : calcul de pH

[Pharmacosaurus]

Bonsoir tout le monde! Je suis en train de faire un exercice en chimie analytique. Ça dit :

Déterminer le pH d'une solution constituée de 3g d'acide salicylique (HA.S) «Ka = 1,06x10^-3» et de 50ml de NaOH 0,1130M, le tout dilué pour
obtenir un volume final de 500ml.

Je commence par déterminer mon réactif en excès. Pour se faire, je trouve que :

50ml NaOH X 0,1130moleNaOH/1000ml X 39,98g/1moleNaOH = 0,225g NaOH

Puisque c'est un rapport stoechiométrique 1:1, mon HA.S est donc en excès.

Il y a donc : 3g - 0,225g = 2,775g HA.S en excès.

Je détermine ensuite la concentration suite à la dilution :

C1V1 = C2V2 ----» C2 = C1V1/V2 ----»

C1 = 2,775g HA.S /50ml X 1000ml/L X 1mole HA.S/138,12g = 0,4M HA.S

C2 = 0,4M X 50ml/500ml = 0,04M = [HA.S]

Je place cette valeur dans mon equation de dissociation de HA.S

Ka = 1,06x10^-3 = [A.S-][H+]/[HA.S] -----» [A.S-] = [H+]

Ka = [H+]²/[HA.S] (J'isole [H+])

[H+] = (Ka X [HA.S])^½ = 6,5x10^-3 M

-log[H+] = pH = 2,18

La réponse est sensé me donner un pH = 2,63.

Quelqu'un peut m'aider? S.V.P?

^^ Merci à tous et à toutes!
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[moco]

Aïe, aïe, aïe !
C'est faux, et de multiples façons.
Cela n'a aucun sens de soustraire 0,225 g de NaOH de 3 g d'acide salicylique. Il faut faire ce genre de raisonnement au niveau des moles, et pas au niveau des masses. Ensuite, ton emploi de la formule Ka est absurde. Tu ignores la fraction de l'acide transformée par NaOH.
Reprenons !

L'acide salicylique est C6H4OHCOOH, donc sa masse molaire est 84 + 48 + 6 = 138 g/mol
Le nombre de moles d'acide initial est donc de : 3 g/138 g/mol = 0.02174 mol
Le nombre de moles de NaOH vaut : n = cV = 0.05 L · 0.113 mol/L = 5.65 10^-3 mol
Comme les chiffres sont petits, je vais continuer de raisonner en millimole et non en mole
L'acide AS est en excès. Seul 5,65 mmole d'acide HAS est détruit (et transformé en ion salicylate ).
Une fois le mélange fait, il reste en solution : 21.74 - 5.65 mmol = 16.09 mmol d'acide HAS, et 5.65 mmol d'ion salicylate AS-.
Les concentrations de HAS et AS, dans 0.5 L, sont : [HAS] = 0.03218 M, et [AS] = 0.0113 M
Ka = 1.06 10^-3 = [H+]·[AS-]/[HAS] = [H+]· 0.0113/0.03218
[H+] = 1.06 10-3 · 32.18/11.3 = 3.02 10-3 : pH = 2.52