Bonjour,
Si je divise par 10 la concentration en H30+ d'une solution, le pH augmente de 1 (simple calcul avec les log). Prenons le cas d'une solution acide.Si j'ai un pH de 6,3 avant d'avoir divisé par 10 la concentration en H30+, cela veut-il bien dire qu'après avoir fait cette "division par 10", la solution est devenue...basique?
Merci!
Non . Le pH d'une solution aqueuse très diluée d'acide tend vers 7. Lorsque la solution aqueuse devient très diluée on ne peut plus négliger l'autoprotolyse de l'eau et les calculs de pH deviennent plus compliqués.
Ok, merci. Ce qui veut donc dire que quand on applique (enfin,quand on peutl'appliquer) la relation pH=-log[H30+], on néglige l'autoprotolyse de l'eau?
J'ai une deuxième question : dans l'eau Considère t'on H30+ comme un acide faible (le plus fort des acides faibles) ou comme un acide fort?
Merci
On a toujours pH = - log(H3O+) avec ((H3O+) = activité de H3O+ dans l'eau . L'activité est la concentration en mol/L si la solution est assez diluée. Mais si on met 10^-8 mol/L d'un acide fort on n'a pas (H3O+) = 10^-8 car on doit, pour calculer combien on a de H3O+, tenir compte de l'autoprotolyse de l'eau.
note : pour une solution assez concentrée ( >1 mol/L ) l'activité n'est plus tout à fait égale à la concentration .
Dans l'eau H3O+ est l'acide intrinsèquement le plus fort que l'on peut trouver. J'explique : HCl et HNO3 sont des acides forts intégralement dissociés dans l'eau solvant ( en grosse quantité) en H3O+ et anion spectateur. Pourtant , il n'y aucune raison pour de HCl et HNO3 aient la même force intrinsèque . On dit que les acides forts sont nivelés par l'eau. Par contre les acides faibles sont classables par leur pKa. Tout acide intrinsèquement plus fort que H3O+ est transformé en H3O+ dans l'eau donc H3O+ est l'acide le plus fort qui existe dans l'eau ou c'est la limite acide fort/acide faible ....
Merci pour cette réponse jeanne, mais je ne comprends pas bien l'exemple avec 10^-8 mol/L : est-ce beaucoup, est-ce peu?
Serait-il possible d'avoir un exemple et un contre-exemple, afin de déterminer quand c'est valable ou non?
Ok pour l'explication sur l'acide fort : donc dans l'eau, "à partir de " H30+, tous les acides de pKa inférieur ou égal à 0 sont aussi forts les uns que les autres dans l'eau?
Si tu mets 10^-8 mol/L d'acide fort dans l'eau en négligeant l'autoprotolyse de l'eau on dit que on a (H3O+) = 10^-8 donc pH =8 donc milieu basique ... c'est faux bien sûr !
Le calcul exact doit alors être fait ainsi :
neutralité électrique : (OH-) +(A-) = (H3O+) : les A- sont les anions spectateurs mis en même temps que les H3O+ soit (A-) = 10^-8
produit ionique de l'eau (H3O+)*(OH-) = 10^-14
10^-14/(H3O+) +10^-8 =(H3O+) on doit donc résoudre une équation du second degré : (H3O+)^2 -10^-8 *(H3O+) -10^-14 = 0 ce qui donne (H3O+ ) = 1.051.10^-7 et pH = 6.98 ~7 ... tout un calcul pour en arriver là !!! boulot totalement inutile !!!
Dans beaucoup de calculs de solution aqueuse on peut négliger les ions apportés par l'eau ( je dis bien apportés par l'eau devant ceux apportés par les autres réactions acidobasiques)) ... pas de méthode générale, à priori, pour vérifier cela ... On va dire , pour faire simple : se méfier des très faibles concentrations ( <10^-6) , des pKa trop petits ( du genre 1 ) ou grands ( du genre 13)
