Problème calcul de pH

[invite7feacca9]

Bonjour à tous,

Voilà l'exercice qui me pose problème :
On mélange dans 1L n mole de NaOH + 0.2 mole de HCOOH (pka=3.8) + 0.1 mole de CH3COOH (pKa'=4.8)
Calculez le pH pour n= 0 / 0.1 / 0.3 :

* Pour n=0 j'ai réussi,

j'ai fait le calcul pour 2 acides faibles, en émettant l'hypothèse que les 2 solvolyses sont négligeables, j'ai fait le rapport des Ka, j'ai introduit cela dans l'electroneutralité et hop j'obtiens pH=2.24 ce qui est correcte car d'après les pKa dans le diagramme de prédominance je devais me retrouver avant pH=2.8.

e.n : h=[CH3COO^-] + [HCOO^-]
h= (0.1*Ka + 0.2*Ka')^1/2
J'obtiens pH=2.24.

*Pour n=0.1
Alors la...le néant, je n'ai pas su par où commencer, je m'en remets donc à vous!

Merci de votre aide!
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[nlbmoi]

Bonsoir

Tout d'abord, il faut prendre en compte le fait qu'une réaction acidobasique se fait lorsqu'on ajoute une base (forte ici) à un acide. Ensuite, un petit bilan de matière.

[moco]

Pour n = 0.1, tu dois obtenir un pH égal au pKa de l'acide formique HCOOH, donc pH = 3.8, car à ce moment ton mélange contient une quantité légale d'HCOOH et de ion HCOO-. Tu es donc à mi-titrage et le mélange obtenu est un mélange tampon, dans lequel tu peux ignorer l'acore acétique CH3COOH.

[invite7feacca9]

Merci moco mais ce n'est pas ce que je demande! je demande comment débuter, pas ce que je dois trouver comme résultat! Ce que je veux savoir c'est comment résoudre ce genre de problème ^^

Voici ce que j'ai fait en attendant, j'ai tenté d'avancer,

Pour n=0.1 ,
Je fais d'abord réagir la base la plus forte et l'acide le plus fort, ensuite l'excès de la base forte je le fais réagir avec CH3COOH! (voir pièce jointe)
En faisant le rapport des Ka j'obtiens x,
Ka/Ka' = 10 = x²/[(0.2-x)(0.1-x)]
x=0.09
J'ai donc au final,
0.09 mole de CH3COOH
0.01 mole de CH3COO-
0.11 mole de HCOOH
0.09 mole de HCOO-

Je fais Ka*Ka' pour trouver ma concentration en H3O+,
Ka*Ka'=10^-3.8-4.8=10^-8.6=[CH3COO-]*[HCOO-]h²/[CH3COOH][HCOOH]=0.091h²
h=1.66.10^-4mol/L
pH=3.78

Comme moco le disait je tombe bien sur ph=3.8 (à peu près) donc je suppose que j'ai réussi?
Il y a une méthode plus simple? si oui, pouvez vous me l'expliquer! je l'utiliserai pour n=0.3 mole.

Merci!

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite7feacca9]

J'ai supposé que NaOH était le réactif limitant! certes je trouve le résultat que moco avait prédit mais comment savoir que NaOH va disparaître?

[Kemiste]

Je n'ai pas regardé les autres calculs mais tu as 0.1 mol de NaOH pour 0.3 mol d'acide. Sachant que 1 mol d'acide consomme 1 mol de NaOH et que la réaction entre NaOH et l'acide est quantitative, NaOH est donc en défaut et va être totalement consommée.

[invite7feacca9]

Oui, on voit nettement que NaOH est en défaut, mais pour n=0.3 comment faire? car cette fois il y a autant d'acide que de base, avec un tableau d'avancement j'ai mis zéro pour NaoH car on savait que celui-ci allait disparaître totalement! Mais cette fois je ne vois pas trop comment faire...

[Kemiste]

Pour n = 0.3 mol, les réactifs sont en proportions stœchiométriques, tous les réactifs sont donc consommés. En solution il y a donc 0.1 mol de CH3COO^- et 0.2 mol de HCOO^-

[invite7feacca9]

Ah je viens de comprendre pourquoi vous n'avez même pas pris la peine de regarder mes calculs...ça ne servait à rien de faire un tableau, on a une base forte et un acide faible,on considère que la réaction est totale et hop!
Ok donc on a un mélange de 2 bases conjuguées faibles,
w= (0.1*Kb + 0.2*Kb')^0.5 donc pOH=2.24
pH=11.76!

Encore Merci