Acides bases : besoin de votre avis!

[invite3156e1ab]

Bonjour,

Voila j'ai un exercice qui me pose pas de problème (je pense) mais par contre j'essai de changer les données pour voir ce qui se passerai mais je bloque...

Voila le sujet:
A un litre de solution 0.02M d'acide propionique et 0.015M de propionate de Na, on ajoute 2mmoles de HCl. (pKa(CH3CH2COOH/CH3CH2COO-)=4.89)

Bon je fais mon tableau d'avancement:

____CH3CH2COOH <--> CH3CH2COO- + HCl
init :____0.02____________0.015____ ___0
var :___+0.002__________-0.002_____-0.002
fin :____0.022____________0.013___ ____0

bon voila jpense que je me trompe pas maintenant je me demande les variation du pH, donc au début pas de problème c'est une solution tampon, je trouve le pH avec l'équation de Henderson pH=4.76

après l'ajout de HCl, toujour la même équation et le pH vaut 4.66

Maintenant je me demandais si j'avais ajouté 0.015mmoles d'HCl, j'aurai eu dans ma solution que de l'acide propionique soit 0.035M (pKa>0 donc acide faible) donc pH=1/2(pKa-log C)=3.17

et si j'avais mis + que 0.015mmoles de HCl je calculerai quoi comme pH? vu que j'aurais dans mon mélanges 2 acides donc je prendrai lequel pour calculer le pH?

merci d'avance
-----

[invite3156e1ab]

pas d'avis? :'(

[moco]

Je recopie ton tableau, en le corrigeant. Tu peux ignorer la faible proportion de H+ présent (dus à la dissociation de l'acide propanoïque) au moment de l'adddition de HCl. Il y a environ 10^-5 mole de ces ions H+. C'est négligeable par rapport au 0.002 mole de HJCl rajoutés.
L'addition de H+ fait transformer un peu des ions propanoate en acide propionique.

____CH3CH2COOH <--> CH3CH2COO- + H+
init :____0.02____________0.015____ ____0.002
var :____x_______________- x___________ - x
fin :____0.02 + x________0.015 - x ____0.002 - x

K = 10^-4.89 = (0.015 - x)(0.002 - x)/(0.02 + x)

C'est une équation du 2ème degré. Tu tires x, donc les quantités d'acide et de ion propanoate présent dans le mélange final.
Vas-y !

[invite3156e1ab]

je saisis pas. ma question serait par exemple au lieu d'ajouter 0.002moles d'HCl, j'en ajoutait 0.003 et dans ce cas là mon tableau ressemblerai à

____CH3CH2COOH <--> CH3CH2COO- + HCl
init :____0.02____________0.015____ ___/
var :__+0.0015_________-0.0015____-0.0015
fin :____0.035_____________/_______0.0015

alors comment je fais pour trouver le pH de ma solution?

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Tu dérailles.
Tu n'as aucune raison d'imaginer que la moitié de l'acide que tu rajoutes va se retrouver sous forme d'acide HCl inchangé, et l'autre moitié va réagir !
Fais le même tableau que moi !

[invite705b26f3]

Non, mais déjà, il se plante dans son équation avec avancement.

C'est pas :

RCOOH <--> RCOO- + HCl

Je vois pas d'où tu sors ton ion chlorure de RCOOH

Tu peux juste écrire ceci :

RCOOH <--> RCOO- + H+

Maintenant je me demandais si j'avais ajouté 0.015mmoles d'HCl, j'aurai eu dans ma solution que de l'acide propionique soit 0.035M (pKa>0 donc acide faible) donc pH=1/2(pKa-log C)=3.17

Tu n'as pas compris la notion de constante d'équilibre. Dans le cas de réaction acide base,les réactions ne sont pas totales. Tu ne peux pas former comme tu le dis 0.02 +0.015=0.035mol de RCOOH.

Je vais te le démontrer :

On prend pH=2 (donc < à ton pH de 3.17 ), on a :
Pour un litre
[H+]=10^-2 mol.L-1, soit n(H+)=0.01mol

Or K= (h*[RCOO-])/[RCOOH]=10^-4.89

D'où : ([RCOO-])/[RCOOH]=10^-2.89, donc la proportion de RCOO- est négligeable, mais pas nulle.

Du coup ton raisonnement ne tient pas. En chimie des solutions, beaucoup de réactions sont des équilibres.

Va falloir potasser encore un peu

[invite3156e1ab]

Non, mais déjà, il se plante dans son équation avec avancement.

C'est pas :

RCOOH <--> RCOO- + HCl

Je vois pas d'où tu sors ton ion chlorure de RCOOH

Tu peux juste écrire ceci :

RCOOH <--> RCOO- + H+

Je ne sort pas d'ion clorure, mais c'est l'énoncé qui me dit d'ajouter de l'acide chloridrique.

maintenant je peux écrire l'équation comme ca si tu préfère mais je vois pas ce que ca change :

CH3CH2COO- + HCl <--> CH3CH2COOH + Cl-

sachant que Cl- est une base indifférente.

Tu n'as pas compris la notion de constante d'équilibre. Dans le cas de réaction acide base,les réactions ne sont pas totales. Tu ne peux pas former comme tu le dis 0.02 +0.015=0.035mol de RCOOH.

et pourquoi pas?
si toi même tu le dis que les quantités de CH3CH2COO- sont négligeables, tout l'HCl a réagit avec la base pour former de l'acide. maintenant qu'une petite quantité n'ait pas réagit il faut peut-etre le négliger. Comment veux tu calculer le pH sinon??

et ca ne répond pas a mon problème, comment calculer le pH si par exemple je met un exces d'acide chloridrique qui me donnerons à la fin 2 acides : le reste d'HCl et de l'acide propionique.


merci beaucoup pour vos réponses, et je pense aussi qu'il va falloir potasser encore pas mal!

[invite3156e1ab]

personne pour me donner un coup de main?

[invite3156e1ab]

bha a voir personne pour m'aider!

peu être mon cas est désespérer! merci quand meme! bonne continuation à tous

[Chalco]

j'ai relu ton premier envoi. je trouve que tu as bon. Quand tu ajoutes autant d'HCl que de propionate, tu neutralises tout le propionate il ne te reste que de l'acide propionique dont la concnetration est la somme de ce qu'il y avait avant et de ce que tu as ajouté en neutralisant le propionate.
Si tu mets plus d'HCl, alors tu as une solution d'acide fort dont le pH est donné par la formule du pH d'une solution d'acide fort

[invite4bb1ec1f]

En ce qui concerne la notation, HCl est un acide fort donc dès qu'il est en solution il est totalement dissocié sous forme d'ions H3O+ et c'est alors le couple H3O+/H2O qu'il faut faire intervenir dans les équations de réaction.

Les réactions a/b peuvent être totales.
Pour la réaction d'équation :
CH3CH2COO- + H3O+ = CH3CH2COOH + H2O on a en effet K = 10^4,9 >> 10^4 donc considérées comme totale.
Une fois que la solution équivalente a été trouvée, il faut à ce moment là raisonner sur l'équilibre prépondérant en solution.

Donc ton raisonnement est juste.
Si à un mélange de 0,015 mol de A- et 0,02 mol de HA on ajoute par exemple 0,03 mol de H3O+, la solution équivalente après réaction totale de A- sur H3O+ sera :
0,015 mol de H3O+ et 0,035 mol de HA.

C'est a priori l'acide le plus fort (donc H3O+) qui impose le pH, d'où pH=1,8 mais il faut vérifier que l'avancement de la réaction secondaire de HA sur l'eau est négligeable devant 0,015.
---------------- HA----- +---H2O--=----A- ---+-----H3O+
Fin------------0,035-x-------------------x----------0,015+x

donc résolution de 10^-4,9=x*(0,015+x)/(0,035-x) et on trouve bien x << 0,015

Voir livres de 1ere année classe prépa pour + de types de calculs.