Bonjour à tous,
Je bloque sur une question à propos des solutions tampons. Imaginons que nous ayons une solution aqeuse avec 1M de CH3COOH et 1M de CH3COONa.
Selon l'équation de Henderson-Hasselbalch, le pH de la solution est égal au pKa, ici 4,75.
Je ne comprends pas. N'y a-t-il pas autant de H+ donnés que de H+ acceptés ? Sinon les concentrations de l'acide et sa base conjuguée changeraient.
Alors pourquoi est-ce une solution acide et non neutre?
Une solution tampon n'est pas une solution neutre . c'est une solution dont le pH varie peu lorsqu'on ajoute eau , acide ou base.
Si à 1L de ta solution contenant 1 mol/L de CH3COOH et 1 mol/L de CH3COO- on ajoute 0,05 mol/L de H+ on fait la réaction CH3COO- + H+ ->CH3COOH donc la solution contient 1,05 mol de CH3COOH et 0,95 mol de CH3COO- ... calcule le nouveau pH il est resté très proche de 4,75
Si à 1L d'eau pure on ajoute 0,05 mol de H+ le pH va etre ( -log 0,05) ...
Merci pour ta réponse jeanne08 !
Je suis à la recherche d'une explication qualitative du phénomène, ou causale, mais non quantitative.
Si les concentrations de CH3COOH et celles de CH3COO- ne changent pas, mais que la solution est plus acide, alors d'où proviennent les H+ (ou H3O+) supplémentaires ?
le peu de H+ et le peu de OH- qui se trouvent là proviennent de l'action très faible de l'acide sur l'eau et de la base sur l'eau . Ces deux réactions sont très peu avancées donc on peut considérer que l'acide et la base sont quasi intacts.
Ton équation est fausse c'est + et pas - même si ici cela ne change rien (attention!)^^
Je pense que l'équation est correcte.
Cela dépend comment tu as l'habitude de la voir !
En revanche je n'ai pas compris ton explication jeanne08. Quelqu'un d'autre peut m'aider ?
Je tente de détailler un peu plus ma réponse ...
Dans la solution il y a 1 mol/L de AH et 1 mol/l de A- .Le pH est 4,85 ~5. Il y a aussi environ 10^-5 mol/L de H+ et 10^-9 mol/L de OH-
Ta question est "d'où viennent les H+ et les OH- puisque l'on considère AH et A- comme intacts ? "
En realité AH et A- ne sont pas vraiment intacts mais il y en a tellement peu qui ont réagi sur l'eau que c'est négligeable. Les H+ présents sont dus à la réaction AH + H2O = H3O+ +A- et il se forme environ 10^-5 H+ donc il n'y a qu'environ 10^-5 AH dissocié , ce qui, par rapport à 1 mol, est tout à fait négligeable. Même genre de raisonnement pour les OH- présents . De plus on néglige aussi l'autoprotolyse de l'eau qui fournit encore moins de H+ et OH- ...
Oui autant pour moi !
Alors pour répondre à ta question, les concentrations ici sont les concentrations initiales, non ? c'est le pka que tu mets dans l'équations qui va ensuite déterminer comment ils se dissocient. J'ai compris que tu résonnais comme si c'était les concentrations finales et que donc, oui vu qu'elles sont égales c'est neutre?
Tu as l'acide et sa base conjuguée qui ont le même pka. Si c'est le même pka, si un est un acide moyen fort sa base conjuguée sera moyen faible. Donc le caractère acide l'emporte, non ?
En admettant que c'est les concentrations initiales dans la formule, comment calcule-t-on les concentrations finales ?
Plus j'essaye de comprendre, et moins je comprends...
Je pense que les concentrations dans la formule sont bien les concentrations finales.
Preuve : on ajoute 1 mole de CH3COOH dans 1L d'eau pure. Quel est le pH de la solution ?
- Si les concentrations dans la formule étaient les concentrations initiales, alors :
- Si les concentrations dans la formule sont les concentrations finales, alors on peut utiliser une approximation :
où C0 correspond à la quantité de CH3COOH ajoutée, donc 1 M.
A mon avis, dans le cas d'une solution tampon, les concentrations de CH3COOH et de CH3COO- qu'on insère dans la formule sont les concentrations finales, mais qu'on peut approximer comme étant égales aux concentrations initiales, car étant des acides et bases faibles, il y a très peu de changement dans l'équilibre.
Est-ce que c'est bien juste, ou je suis parti dans un délire ?
1M c'est le nombre de moles initiale d'acide faible HA que tu mets. Comme c'est un acide faible, une partie va se dissocier et donner des H+ (H3O+) et l'autre sera HA non dissocié. C'est les HA qui nous intéressent dans un tampon car c'est eux qui tamponnent les OH- qui iraient basifier le tampon dans le cas contraire. (Et Les A- qui captent les H+ pour donner des HA).
Tu as vu que ton pH était 4.75. Donc ta concentration de [H+] est de 10^-4.75. C'est ce qui a réagit.
1-(10^-4.75)=ce qui n'a pas réagi= [HA], non ?
Arf non car il y a aussi la base conjuguée qui se fait protoner par l'eau^^' j'abandonne
spalendar attention la formule de Henderson-Hasselbalch c'est pour les tampons surtout !
Tu ne peux pas écrire 1/0 avec cette formule, car le A- provient du sel de la base conjuguée dont tu as aussi mis 1M dans ton tampon. Donc c'est bien 1/1.
Si tu veux calculer un pH ou tu me mets que l'acide exclusivement il y a d'autres formules pour les acides faibles.
Ici 1M de Ch3COOH te donne un pH de 2.375
[H+] = √(Ka*[HA])
(fonctionne si Ka<100*[HA])
Il y a aussi
pH = 1/2(pka-log[HA])
(fonctionne si pka>3 et [HA]>0.00001)
Bonjour.
Tout d'abord, un acide faible, comme l'acide acétique n'est pas totalement dissocié en solution : il est en équilibre avec sa base conjuguée selon l'équation :
Ka=([A-][H3O+])/([AH][H2O])
(J'abrège AH l'acide acétique CH3CO2H et A- l'acétate CH3CO2-.)
Sachant que Ka est constant, si tu augmentes légèrement l'acidité du milieu, et donc la concentration en H3O+, la concentration en [AH] va elle aussi augmenter pour conserver un rapport constant.
Et puisque ici, Ka<< 7, on a bien à faire à un tampon acide.
Un tampon d'ammoniaque NH3(aq), par exemple, dont le pKa est aux alentours de 9 sera, lui, basique.
Merci à tous, j'ai enfin compris !
Ces deux vidéos m'ont bien aidé :
https://www.youtube.com/watch?v=9OlW...el=chemistNATE
https://www.youtube.com/watch?v=XPOd...el=chemistNATE
Comme le disait justement Jeanne08, c'est aussi une question d'approximation car les quantités qui changent pour atteindre l'équilibre peuvent être négligées.
