Petite question sur le PH

[invite9781bd99]

Bonjour à tous.

Voilà, en relisant mon cours, j'ai une petite confusion.
Lorsque l'on plonge un acide dans l'eau, il réagit pour former une base, et en utilisant la formule d'Handerson ou la constante d'équilibre, on peut déterminer la concentration en ion oxonium.
Mais cette concentration est celle issue de la réaction entre l'acide et l'eau, elle ne correspond pas à la concentration totale en ion oxonium non ? (Il y en avait déjà dans l'eau avant que la réaction ne se produise).
Pourquoi alors la constante d'acidité ou la formule d'handerson donne la concentration totale (enfin je crois) ?

Merci.
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[mach3]

la constante d'acidité donne la relation entre les concentration à l'équilibre des formes acides et basique du couple acide/base ainsi que d'hydronium (oui chez moi on ne dit pas oxonium ).

Cela ne suffit pas pour connaitre le pH d'une solution d'acide faible, il faut en plus considérer la conservation de la matière, la conservation des charges et le produit ionique de l'eau. Evidemment, selon les cas, on est pas obligé de considérer tout cela car on peut négliger certaines choses.
Vous introduisez votre acide dans de l'eau, il va partiellement se dissocier et vous aurez donc :
C(acide)= [AH] + [A-]
avec C(acide) la concentration d'acide que vous avez introduite, [AH] la concentration réelle de la forme acide et [A-] la concentration réelle de sa base conjugué.
A priori, on forme autant de H+ qu'on a former de A- (conservation de la matière et des charges), mais du coup on a déséquilibré le produit ionique : on a 10^-7M de OH-, mais plus de 10^-7M de H+ car la dissociation en a généré.
On aura donc de l'autoprotolyse qui va consommer un peu d'OH- et d'H+ pour former de l'eau et ainsi ramener le produit ionique à 10^-14.
Si la quantité d'H+ générés par la dissociation est largement supérieure à 10^-7M, on peut négliger ce dernier point car la quantité OH- et H+ à consommer pour restaurer le produit ionique est négligeable.

m@ch3

[invite9781bd99]

Merci de cette réponse claire.

Il me reste une autre question (elle vient d'un exo) : on a lavé du PbCrO4 (avec de l'eau) et on cherche la concentration de Pb 2+ de cette eau. L'eau ayant un PH de 7 dans le cas présent. Je voudrais bien savoir ici pourquoi on peut utiliser le pH de l'eau pour déterminer, avec la constante d'acidité du CrO4 2- et le produit de solubilité la concentration de Pb2+ ?
Car avec un pH de 7, ca signifie qu'il ne s'est rien passé non ? Il n'y a pas eu de réaction acido-basique entre le CrO4 2- et l'eau ?

Merci.

[mach3]

L'eau ayant un PH de 7 dans le cas présent. Je voudrais bien savoir ici pourquoi on peut utiliser le pH de l'eau pour déterminer, avec la constante d'acidité du CrO4 2- et le produit de solubilité la concentration de Pb2+ ?
Car avec un pH de 7, ca signifie qu'il ne s'est rien passé non ? Il n'y a pas eu de réaction acido-basique entre le CrO4 2- et l'eau ?

ça ne veut pas forcément dire qu'il ne s'est rien passé, le chromate est une base très faible, il en faut beaucoup pour faire bouger le pH significativement. Il manque cependant une information : la concentration totale de chrome. Sans cela vous ne pourrez pas résoudre.

Normalement, l'info pH=7 vous donne la concentration en H+ et en combinant avec les Ka et la concentration connue (chrome total), vous pouvez retrouver les concentrations de toutes les espèces (acide chromique, hydrogénochromate, chromate, hydrogénodichromate, dichromate, je suis exhaustif ici, votre exercice ne considère surement pas toutes ces espèces), dont celle du chromate. En combinant la constante de solubilité à cette dernière concentration, on remonte à celle de l'ion Plomb II.

m@ch3

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite9781bd99]

En effet, ils me fournissent la concentration totale.


"Normalement, l'info pH=7 vous donne la concentration en H+ et en combinant avec les Ka et la concentration connue (chrome total), vous pouvez retrouver les concentrations de toutes les espèces"

C'est que je ne comprends pas, pourquoi je pourrais avoir le d'utiliser les Ka. Cette concentration de H+ provient de l'eau (en partie). Elle ne devrait pas avoir de lien avec les réactions acido-basique ?

[mach3]

C'est que je ne comprends pas, pourquoi je pourrais avoir le d'utiliser les Ka

parce qu'à l'équilibre, l'expression des Ka est obligatoirement respectée. Vous avez les Ka, vous avez H+ (via le pH), donc vous connaissez tous les rapports base/acide conjugué (ils sont égaux à Ka/[H+]).

les exercices où le pH est donné sont souvent plus faciles pour cette raison. Les exercices qui demandent à l'inverse de calculer le pH sont toujours plus compliqués (il faut faire des hypothèses ou se farcir des polynomes ignobles).

m@ch3