Hello
Voilà je vous expose un petit exercice très court qui me pose un gros problème...
" Soit une solution aqueuse d'un acide AH de pKa = 4.2
Quel est le pH de cet acide sachant que sa concentration initiale est de C = 6 * 10 -3 mol/L "
Alors voilà mon problème:
J'ai calculer Ka grâce au pKa et je trouve qu'il est égal à 6.31* 10 -5 : comme Ka est très loin de 1, j'en déduis que l'acide est faible.
Nous avons vu différentes façons de calculer le pH d'un acide faible, comme pH = 1/2 (pKa - log [AH] )
En l'appliquant je trouve pH = 3.2
Mais voilà, comme je suis curieuse j'ai voulu essayer une autre méthode (chose que je n'aurais pas dû puisque cela m'a brouillé...)
J'ai multiplié la constante Ka par la concentration en acide. D'après moi j'obtiens [H30+ ] (d'après le tableau d'avancement)
Donc, je trouve pH = - log [3.79 * 10 -7 ] et je trouve 6.4
J'ai donc de suite remarqué que je trouve le double de celui de mon premier calcul..
Quelqu'un sait où se trouve l'erreur?
PS. Aussi, quelle est la différence entre le coefficient de dissociation (=d'ionisation) alpha et Ka?
Merci énormément d'avance
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