Question pH

[invitec8093774]

Bonjour, je suis face à une question ou j'ai l'impression qu'il me manque une donnée...ce qui n'aide pas :/

Première partie

"Soit 100mL d'acide hypochloreux 0.1 mol/L. Calculer le pH de cette solution."

Je ne suis pas sensé avoir le pKa pour répondre à cette question ?

Deuxième partie

"Quel volume d'une solution de HCL 0.2 mol/L ou de NaOH 0.2 mol/L (préciser quelle solution) faut-il ajouter pour que la solution ait : a) un pH de 13 b) un pH de 6.3"

La pas de doute j'ai bien les données, mais je n'arrive pas à trouver de méthode viable

Désolé de poser cette question, bonne journée !
-----

[jeanne08]

Pour la première et la deuxième question il faut le pKa de l'acide hypochloreux alors cherche bien dans les données dont tu disposes .
Pour la première question on doit calculer le pH d'une solution d'acide faible de concentration connue ... cela ne devrait guère poser de problème. Pour la seconde il faut se demander ce qui se passe quand on ajoute des H3O+ ou des OH- à une solution d'acide faible.

[invitec8093774]

Tout d'abord merci de vote réponse.

Malheureusement j'ai recopié la consigne en entier, c'est probablement un oubli, c'est ce que je voulais savoir ^^

Ensuite, ademttons que je dispose de ce pKa : Pka = x²/(0.001-x) ==> x/0.1 = [H3O+]

Facile, mais c'est la deuxième question qui se corse pour moi :/

Je suis donc supposé déterminer la concentration d'H3O+ nécessaire à partir de ce que j'ai déjà calculé au point 1) pour obtenir un nouveau pH de 13.
Admettons que pH initial soit 8 je dois ajouter du NaOH pour faire baisser la concentration de H3O+ jusqu'a ce qu'elle tombe a 10^-13 mol/L.

OK, mais... on retombe alors à ma question initiale, je ne connais pas de formule viable permettant de calculer cela. :/

Dois-je faire 10^-8 H30+ - x H3O+ = 10^-13 H3O ? Ou dois-je plutôt diviser ?

[jeanne08]

- D'abord ne pas confondre Ka et pKa
- ensuite qu'appelles tu x ? ... il faut bien définir tes notations, cela t'évitera bien des erreurs ... au passage je te signale que Ka s'exprime avec des concentrations en mol/L et non des mol.
- tant que tu n'auras pas le pKa de l'acide hypochloreux tu ne peux pas faire toute la question 2 . Inutile de raisonner avec des "si...." il faut toujours traiter ces exercices au cas par cas.
- il est toutefois évident que l'on part d'une solution d'acide faible , qui a un pH assez bas et que l'on doit ajouter de la soude pour que le pH augmente jusqu'à 6.3 ou 13 . Alors on peut se demander quelle réaction a lieu quand on ajoute des la soude à une solution d'acide faible et ceci avant de chercher la moindre formule.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitec8093774]

On a donc de l'HClO en solution. HClO + H2O => H3O+ + ClO-

H3O+ + OH- => 2 H2O

Je ne prend pas en compte le Na (ion spectateur dissocié complètement, car NaOH est une base forte).

Sinon pour les notations je n'ai jamais commis d'erreur avec, mais je me suis peut-être un peu hâté dans la retranscription de mon problème, désolé =)

Bref, les réactions sont plutôt triviales, toujours est-il que c'est la seule catégorie de problème sur les pH qui me pose problème, car quand on ajoute de NaOH pour faire monter le pH on modifie le volume total de la solution et donc la concentration en H3O+ en constamment modifiée elle aussi, c'est cette notion qui me paralyse et m’empêche de trouver la bonne méthode je pense ;/

[jeanne08]

- première question : as tu trouvé le pka de l'acide hypochloreux ... tu en as impérativement besoin pour cet exercice
- pas de panique avec les volumes qui varient : HClO est un acide faible
-- dans l'eau on a la réaction HClO + H2O = ClO-+ H3O+ cette réaction marche très mal et fome autant de ClO- que de H3O+
-- quand on ajoute de la soude on fait la réaction quasi totale : HClO + OH- -> ClO- + H2O cette réaction est quasitotale
On peut toujours faire un tableau d'avancement avec des nombres de mol ... ces nombres de mol se trouvant dans un volume total . On peut donc calculer les concentrations ( en fonction d'une inconnue éventuelle) avant de les mettre éventuellement dans une constante d'équilibre.
Les réactions n'ont rien de trivial et les calculs de pH ne sont pas toujours faciles , il faut bien comprendre son cours avant de les aborder.

[invitec8093774]

Oui, j'ai donc trouvé que le pH initial était de 4.15 (mais j'ai du trouver le pKa sur internet, un oubli du prof, sans doute)

Pour la deuxième partie, qui me pose réellement problème :

La réponse doit être très précise donc je suppose que je dois prendre ma réaction HClO + H2O = ClO-+ H3O+ et calculer son degré de dissociation grâce au Ka = [H3O+] [ClO-] / [HClO]

Le HClO qui n'a pas réagit, je le fais réagir selon : HClO + OH- -> ClO- + H2O

Et du coup si en guise de première réponse je fais un gros arrondi, je dois globalement donc ajouter 0.01 mol de OH- pour neutraliser mes 100mL HClO 0.1M + 0.01 mol d'OH pour arriver à une concentration de 0.1M (qui représente un pH de 13) en OH- dans mes 100mL.

Ca me donne 100mL. Ce qui me semble amplement suffisant pour faire chuter la molarité de OH- de ma solution que je viens de calculer !
En fait cette réponse est la réponse que j'avais déjà depuis un bout de temps Mais elle me semble complètement erronée et voilà pourquoi j'ai ces doutes à propos des variations de volumes ^^

J'ai donc enfin pu fournir des réponses numériques j'espère que ça te permettra de pouvoir finalement me donner une méthodologie concrète pour ce genre de calculs.

En tout cas merci de ta persévérance jeanne !

[jeanne08]

On avance ... mais on bricole un peu trop donc on va faire les choses simplement !
Je ne sais pas ce que tu as pris comme pKa pour l'acide hypochloreux ... le pH de la solution de 4.15 me parait vraisemblable ! comme tu sais qu'il y a dans cette solution autant de ClO- que de H3O+ , c'est à dire ~10^-4 mol/L ... tu vois que HClO est quasi intact !
Donc on a 100 mL de solution à 0.1 mol/L de HClO ( soit 0.01 mol de HClO) et on ajoute V L de solution de soude à 0.2 mol/L soit 0.2 V mol de OH-
On fait la réaction quasitotale : HClO + OH- -> ClO- + H2O . On peut faire un tableau d'avancement : dans (0.1 +V )L au total il y a 0.01-x mol de HClO , 0.2V-x mol de OH- et x mol de ClO-. Ka est toujours verifié, le pH final est connu et la réaction est quasi totale ( le réactif limitant disparait mais il n'en reste pas 0 mol mais un chouia )
-- pH = 13 , il doit rester 0.1 mol/L de OH- donc il n'y a quasi plus de HClO donc x =0.01mol donc (0.2V-0.01/(0,1+V)=0.1 ..on trouve V !.
-- pH = 6.3, il ne reste plus de OH- ( environ 10^-8 mol/L) donc x = 0.2V ... Ka est verifié , le pH est connu ... on doit trouver V !

[invitec8093774]

Ok voilà avec cette technique j'y suis arrivé ! Merci beaucoup pour ton aide Jeanne, c'est sur qu'en mettant le volume comme variable ça me retire une grosse épine du pied !