Variation de PH suite à l'ajout de HCl à une solution acide.

[invite868bee67]

Bonjour à tous,

Je bloque actuellement sur un problème.


1/ On me demande initialement le PH d'une solution contenant 18,8 g d'oxalate de sodium par litre.

Na2C2O4 => 2Na+ + C2O4--

C2O4-- + H2O => HC2O4- + OH-

En calculant ma concentration molaire et en utilisant le Kb de ma deuxième fonction acide (Kb = 10^-9.81), j'obtiens un PH de 8,67 ce qui correspond bien à la réponse attendue dans mon formulaire.

Par contre, je n'arrive pas à m'en sortir avec la seconde partie de l'énoncé : quel PH obtient-on en mélangeant à 1,0 litre de cette solution, 300 cm³ HCL 0,35M.

* Mon HCL sera entièrement dissocié en H3O+ donc j'aimerais idéalement additionner la concentration en H3O+ fournie par mon HCL à celle obtenue par la ma fonction oxalate. Cependant, j'ai là une fonction amphotère. comment puis-je savoir si mon HC2O4- obtenu dans la réaction précédente réagit avec H2O pour donner ma première fonction acide (H2C2O4) ou ma fonction entièrement déprotonée (C2O4--) ? Est-ce bien de cette manière que je dois procéder ?

* J'ai bien pris en compte que pour mon calcul final de concentrations, je devrai prendre en compte le volume total (1,0 L + 0,3 L).

Pour information, je devrais obtenir un PH = 3,72.

Un tout grand merci !
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[jeanne08]

Dans la solution d'oxalate de sodium il y essentiellement des ions C2O4 2- , la quantité de HC2O4 - ( identique à la quantité de OH- ) est négligeable.
Quand on ajoute des H3O+ ( car l'acide chlorhydrique est transformé intégralement en H3O+) il va y avoir une réaction quasi totale entre l'acide H3O+ et la base C2O4 2-. Tu vas écrire cette réaction quasi totale , regarder les quantités mises au départ dans le mélange , puis calculer les quantités après la réaction dans le mélange ...

[invite868bee67]

Un grand merci Jeanne08 !

Comment puis-je savoir initialement que mon Na2C2O4 va presque intégralement se dissocier en C2O4-- ?

Est-ce parce qu'il est mis en présence d'un acide fort ?
Si c'est le cas, il pourrait arriver que HCL soit un réactif limitant de telle sorte que sa concentration ne suffise pas à neutraliser l'ensemble du sel initialement mis en solution ... Dans ce cas-là, la dissociation pourrait s'arrêter à la première fonction acide (amphotère) sans dissociation totale en base déprotonée ... ?

[jeanne08]

- les composés ioniques solubles comme Na2C2O4 sont totalement dissociés en solution aqueuse ici en Na+ et C2O4 2-
- tu avoir donc relire et bien comprendre un cours sur les acides et bases et les réactions entre eux car ce que tu écris est une suite de mots sans grand sens
- tu dois donc comprendre d'où sortent les formules donnant le pH d'une solution et comprendre qu'une base faible ne se dissocie quasiment pas dans l'eau

- ici C2O4 2- est une dibase ce qui complique encore un peu les choses. Commence donc par comprendre l'action d'une base faible sur l'eau et sur un acide fort, il y a sans doute, dans ton cours, cet exemple traité.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite868bee67]

Mais bien sûr ! Il s'agit d'un sel, donc d'un électrolyte fort qui se dissocie entièrement !

Je sature un petit peu ces temps-ci.

Merci Jeanne08 !