Tableau d'avancement dans le cas d'une réaction d'acide fort

[Palmer Eldritch]

Bonjour à tous et à toutes,
Depuis quelques minutes, je bloque sur une question conçernant les réactions Acide/base.
La réaction est très simple : HCl + H2O = H3O+ + Cl- ( le 3 de H30+ est en indice, désolée mais je ne sais pas comment les noter sur ce forum...)
avec la concentration de HCl=0.1 mol / L
Le but est de retrouver la formule du PH d'un acide fort, et de la valider !
J'ai trouvé sans difficulté le pH = 1 , mais maintenant j'ai des problèmes pour valider le pH.
Car pour le trouver j'ai fait l'hypothèse que
1) l'autoprotolyse de l'eau est négligeable: pas de problème, il faut vérifier que pH< 6.5
2) la réaction est très avancée : Ka = 1 >> 10^-3 je n'arrive pas à le vérifier Car normalement pour valider ça, on fait un diagramme de prédominance et on prouve que effectivement, on est dans le domaine de prédominance de la base donc presque plus de HCl à la fin de la réaction, notre tableau d'avançement est OK.
Mais là, PH= PKa, donc ls deux éspèces prédominent. Dois-je refaire mon tableau d'avançement, qui disait qu'il me restait presque pas de HCl ?
Merci pour toutes réponses, tout éclaircissement, toutes attentions.
A bientot,
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[moco]

Oui. Dans une solution de HCl dans l'eau, il ne reste presque plus de HCl non dissocié. On peut en tout cas négliger cette teneur.
Attention au signe de la puissance de 10 ! Il faut écrire K_a (HCl) = 10³, et non pas, comme tu l'as écrit : K_a = 10^-3

[jeanne08]

ta réponse 2) est fausse .
Il n'y a pas de pKa pour HCl car c'est un acide fort. la réaction HCl + H2O -> Cl- + H3O+ est totale. Tout HCL mis est transformé en H3O+ ... point final ...

remarque : le pKa de 0 est celui de H3O+ et non celui de HCl. l'action de l'acide H3O+ sur l'eau s'écrit H3O+ + H2O -> H2O + H3O+ ( Ka = 1) , cette réaction d'échange de H+ ne change rien à la concentration de H3O+!

[jeanne08]

Entre temps moco a répondu à ton message ... et je précise que les pKa négatifs que l'on trouve dans les tables correspondent à des acides forts dans l'eau ( donc totalement dissociés dans l'eau) , sont le résultat de calculs de thermodynamiques et ne sont pas exploitables dans le solvant H2O .

[A voir en vidéo sur Futura]

[Palmer Eldritch]

Bonjour à tous, toutes
Tout d'abord merci pour vos réponses, et votre attention.
Ensuite, je ne suis pas sûr d'avoi bien compris : en fait, pour montrer qu'une réaction est peu avancée, il faut bien vérifier que Ka<<10^-3 et quand elle est totale, qu'il est >> 10^-3 ? Vous ne semblez pas d'accord avec ma deuxième proposition dans le cas d'une réaction totale. Faut-il donc juste dire : elle est totale car acide fort, et rien vérifier ? Aussi, dans le cas d'une base forte, est-ce le meme cas ? la réaction est-elle totale aussi ?
Merci encore,
P.

[Palmer Eldritch]

Et si il n'y a pas de Ka, comment trouver la formule pH= log [H3O+] ?
Parce que moi je faisais un tableau d'avançement, puis je déduisais , à la fin de la réaction : K = [H3O+]^2 / [AH]final avec [AH]final très faible car réaction quasi-totale
puis je faisais : [AH]final = [H3O+]^2 / K avec [H3O+] = à peu près à la quantité [AH] initiale.
une fois que j'avais mon [AH] que j'avais calculé en faisant K= 1 car acide fort, je calculais [H3O+] et déduisais ensuite le formule du PH.
Vous comprenez, le bu est de retrouvé la formule du PH dans le cas d'un acide fort et de la validée, mais vous venez de me dire que mon raisonnement était faux, alors, je suis perdu ...
si vous pouviez continuer de m'aider ? Je vous en serais trèès reconnaissant
Merci pour toutes attentions,

[jeanne08]

La définition du pH est pH = - log (H3O+)
Lorsqu'on met un acide fort à la concentration c mol/L dans l'eau il est intégralement transformé en H3O+ donc ( H3O+) = c mol/L
La constante K qui vaut 1 est celle de la réaction H3O+ acide + H2O base = H2O + H3O+ ...
Il n'y a pas de constante Ka pour la réaction HCl + H2O =H3O+ + Cl- car cette réaction est totale

[Palmer Eldritch]

Bonsoir Jeanne,
C'est d'accord, j'abandonne toute idée de constante K pour des réactions Acide Fort, Base Forte.
Merci pour ton aide, je te souhaite une bonne continuation,
P.