Acides-Bases

[invite26961ece]

Bonjour, je rencontre quelques difficultés sur deux exercices. Les voici :
L'énoncé du premier :
"On a une solution aqueuse de à et on veut déterminer le pH de la solution puis les différents % des constituants."
Là, il nous est dit dans la correction que :


"On a donc : 2 acides ( et ) et 1 base () (jusque là tout va bien...)


La réaction de plus grande constante d'équilibre sera celle entre l'acide le plus fort et la base la plus forte (parle-t-on de constante d'équilibre du fait que à l'état final, plus les acides et bases des réactifs auront été forts et plus la réaction sera quantitative ce que nous cherchons afin d'obtenir une solution ? Cela impliquant bien sur un Ke (cste d'équilibre) plus élevé ? Je ne suis pas sûr toutefois... ?)


Entre et , l'acide le plus fort est . On a une seule base : .


On aura donc qui sera une réaction non quantitative d'après le sens du gamma etc... (donc du coup la réaction n'est tout de même pas quantitative, cela signifie-t-il qu'il restera dans la solution un peu de solide , est-ce vraiment, de ce fait, une solution ?)



L'énoncé du second :


"Le pH d'une solution aqueuse d'acide éthanoïque de concentration est égal à 3,9.
1) L'acide éthanoïque est-il un acide fort ou faible ? Justifier."
Et là dans la correction, il est mis que c'est un acide faible car dans le cas contraire où ce serait un acide fort, l'acide éthanoïque réagirait totalement sur l'eau libérant ainsi d'ions .

Ce que je ne comprends pas dans cette correction c'est pourquoi est-ce qu'on aurait d'ions ?

En attente de vos réponses, merci.
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[Kemiste]

Bonsoir.

(parle-t-on de constante d'équilibre du fait que à l'état final, plus les acides et bases des réactifs auront été forts et plus la réaction sera quantitative ce que nous cherchons afin d'obtenir une solution ? Cela impliquant bien sur un Ke (cste d'équilibre) plus élevé ? Je ne suis pas sûr toutefois... ?)

En effet, plus l'acide est fort/la base est forte, plus la réaction sera déplacée dans le sens de formation des produits et donc plus la constante d'équilibre sera grande. Attention Ke est la constante d'équilibre associée à l'autoprotolyse de l'eau. Pour les réaction des acides avec l'eau on a des constantes d'équilibre Ka. Dans le cas général la constante d'équilibre est simplement notée K.

On aura donc qui sera une réaction non quantitative d'après le sens du gamma etc... (donc du coup la réaction n'est tout de même pas quantitative, cela signifie-t-il qu'il restera dans la solution un peu de solide , est-ce vraiment, de ce fait, une solution ?)

Le fait que la réaction ne soit pas quantitative ne signifie pas que les réactif ne sont pas en solution. Ici H₃PO₄ va totalement se solubiliser dans l'eau et en solution seule une fraction va se dissocier pour former H₂PO₄^- et H₃O⁺

Ce que je ne comprends pas dans cette correction c'est pourquoi est-ce qu'on aurait d'ions ?

Soit AH un monoacide. Dans l'eau il va réagir selon l'équation AH + H₂O = A^- + H₃O⁺

Si AH est un acide faible il ne va se dissocier que partiellement en solution. Il va donc se former moins de H₃O⁺ qu'il n'y avait de AH au début.

Si AH est un acide fort, il va dissocier totalement en solution. Il va donc se former autant de H₃O⁺ qu'il n'y avait de AH au début. Donc si tu as un acide fort de concentration 2.10^-3 mol/L il y aura en solution 2.10^-3 mol/L de H₃O⁺.

[invite26961ece]

Merci pour vos réponses. J'aurais cependant quelques interrogations supplémentaires s'il vous plaît.

Le fait que la réaction ne soit pas quantitative ne signifie pas que les réactif ne sont pas en solution. Ici H3PO4 va totalement se solubiliser dans l'eau et en solution seule une fraction va se dissocier pour former H2PO4- et H3O+

Mais pour moi, H₃PO₄ est un solide non ? Et si ce solide ne réagit pas totalement avec l'eau et bah il en restera un peu à l'équilibre final, ce qui veut dire qu'on n'aura pas vraiment une solution puisqu'il restera des cristaux de H₃PO₄ à moins que je ne me trompe ? Car dès lors que H₃PO₄ se solubilise dans l'eau il se dissocie effectivement en ions H₂PO₄^- et en ions hydronium à moins que ce que vous appelez solubiliser ce soit le fait que le solide H₃PO₄ se désagrège en micro-particules solides de H₃PO₄ qui se mélangent dans l'eau ?

Soit AH un monoacide. Dans l'eau il va réagir selon l'équation AH + H2O = A- + H3O+

Si AH est un acide faible il ne va se dissocier que partiellement en solution. Il va donc se former moins de H3O+ qu'il n'y avait de AH au début.

Si AH est un acide fort, il va dissocier totalement en solution. Il va donc se former autant de H3O+ qu'il n'y avait de AH au début. Donc si tu as un acide fort de concentration 2.10-3 mol/L il y aura en solution 2.10-3 mol/L de H3O+.

Ce que je ne comprends pas, c'est ce qu'il se passe pour la concentration de A^- étant donné que toute celle de l'acide AH semble se léguer à celle des ions hydronium ? Car de fait, l'acide se dissocie en ions hydronium certes, mais également en ions A^-. Donc, lorsque vous dites qu'il va se former autant de H₃O⁺ qu'il n'y avait de AH au début, j'entends par là que la concentration en A^- sera égale à 0 du fait de la loi de Lavoisier.

En attente de vos éclaircissements, merci.

[invite26961ece]

A mieux y réfléchir, je crois discerner la réponse à ma propre question (la deuxième). Étant donné que AH se dissocie en A^- et H₃O⁺ au contact de l'eau cela signifie que, par exemple, lorsque 1 mol de AH réagit avec l'eau, cela donne 1 mol de A^- et 1 mol de H₃O⁺ et ainsi la concentration en A^-est elle aussi égale à . Je me rends compte que la concentration de l'eau me perturbait dans une logique de conservation de la masse, et que du coup je faisais comme si elle n'était pas là, mais je remarque qu'en fait cela n'a pas de sens de penser ainsi du fait que l'eau est certes le solvant mais qu'elle est aussi un réactif. Est-ce bien cela ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[Kemiste]

Mais pour moi, H₃PO₄ est un solide non ? Et si ce solide ne réagit pas totalement avec l'eau et bah il en restera un peu à l'équilibre final, ce qui veut dire qu'on n'aura pas vraiment une solution puisqu'il restera des cristaux de H₃PO₄ à moins que je ne me trompe ? Car dès lors que H₃PO₄ se solubilise dans l'eau il se dissocie effectivement en ions H₂PO₄^- et en ions hydronium à moins que ce que vous appelez solubiliser ce soit le fait que le solide H₃PO₄ se désagrège en micro-particules solides de H₃PO₄ qui se mélangent dans l'eau ?

H₃PO₄ est bien un solide mais il est soluble dans l'eau. Chaque molécule de H₃PO₄ est entourés de molécule d'eau. Il n'y a plus de solide. De plus, au contact de l'eau il ne se transforme pas automatiquement en H₂PO₄^-. Comme c'est un acide faible, seule une proportion de H₃PO₄ devient H₂PO₄^-. Ainsi, en solution, tu as à la fois H₃PO₄ entouré de molécule d'eau et H₂PO₄^- entouré de molécules d'eau.

A mieux y réfléchir, je crois discerner la réponse à ma propre question (la deuxième). Étant donné que AH se dissocie en A^- et H₃O⁺ au contact de l'eau cela signifie que, par exemple, lorsque 1 mol de AH réagit avec l'eau, cela donne 1 mol de A^- et 1 mol de H₃O⁺ et ainsi la concentration en A^-est elle aussi égale à .

C'est tout à fait ça.

Je me rends compte que la concentration de l'eau me perturbait dans une logique de conservation de la masse, et que du coup je faisais comme si elle n'était pas là, mais je remarque qu'en fait cela n'a pas de sens de penser ainsi du fait que l'eau est certes le solvant mais qu'elle est aussi un réactif. Est-ce bien cela ?

Attention il est question de la conservation de la masse et non de la quantité de matière.

Imaginons une réaction fictive A -> B + C. Selon la loi de conservation de la masse, la masse des produits B + C sera égale à la masse du réactif A. Par contre au niveau des quantités de matière, ce n'est pas le cas. Si une mole de A réagit alors il se forme 1 mole de B et 1 mole de C. Il n'y a pas conservation de la quantité de matière.

[invite26961ece]

Merci beaucoup pour votre aide, j'ai tout compris !
Cependant je me risque à poser une autre question sur ce même topic car elle concerne toujours les acides-bases.

Énoncé : "On considère une solution d'acide fluorhydrique HF de pKa=3,2 et de concentration C1=0,1 mol/L
Calculer le pH de la solution."

Dans la correction on a :"K correspond à la cste d'acidité du couple HF/F^- => ; HF est un acide faible (pKa=3,2 proche de 0) mais peu dilué (C1=0,1mol/L) donc on peut supposer a priori qu'il y a peu de H3O+ produits par rapport à la quantité de HF introduits..."

Cette phrase va permettre de négliger h devant C1 et donc permettre de trouver le pH. Je ne comprends cependant pas ce raisonnement-là (j'en ai un autre où je dis qu'on peut négliger h devant C1 du fait de la valeur de Ka) car il est dit que, vu que l'acide est peu dilué alors on peut en conclure qu'il y a peu d'H₃O⁺ produits.
Cependant moi je vois les choses d'un autre oeil :
Je comprends bien que d'un acide faible et d'autant plus peu dilué (donc ne réagira pas bcp avec l'eau car elle est en défaut (?)... cependant je pensais que l'eau était en grand excès à chaque fois donc pourquoi est-ce que ici ça "freine" ou "diminue" la réaction ?) ne proviendront que peu de produits mais :

Je ne comprends pas sur quoi se base-t-on pour dire que l'acide est "peu dilué", par rapport à quoi ?

En attente de vos réponses, merci.

[Kemiste]

En effet, l'eau, en tant que solvant, est toujours en large excès. Quand on dit que l'acide est peu ou très dilué c'est assez qualitatif. Une concentration de 0.1 mol/L n'est pas faible mais une concentration de 1.10^-7 le sera.

En fait, plus un acide faible est dilué dans l'eau plus il sera dissocié. C'est pour ça que pour les grandes dilutions on ne peut plus négliger la concentration en H₃O⁺ devant celle de l'acide. De plus, il ne faut pas oublié que dans l'eau il y a des H₃O⁺ issus de l'autoprotolyse de l'eau. Si on a un acide très dilué on ne peut plus négliger ces H₃O⁺ et il faudra en tenir compte dans le calcul du pH.

[invite26961ece]

Merci pour votre réponse mais il y a quelque chose que je n'arrive toujours pas à comprendre.
On dit que l'eau est en grand excès, donc dès lors, pourquoi est-ce que le fait de rajouter de l'eau va dissocier davantage l'acide ?
C'est intuitif mais je m'évertue à le comprendre par l'équation bilan.
L'équation bilan nous donne : HF + H₂O = F^- + H₃O⁺
Pourquoi le fait qu'il y ait encore plus de H₂O (dilution) va-t'il créer des H₃O⁺. L'acide, quand bien même il est faible, ne peut-il réagir tout simplement avec les H₂O déjà présents, qui sont déjà en grand excès ? Il y aurait besoin, pour un acide faible, d'un H₂O qui soit en excès encore plus grand qu'en "grand excès" ? C'est dès lors très qualitatif, non ?

[Resartus]

Bonjour,
Il me semble intéressant de s'exercer, au moins une fois, à faire le calcul mathématique complet pour un monoacide, en écrivant toutes les équations :
Constante de dissociation de l'eau : [H+][OH-]=10^(-14)
Constante de dissociation d'un acide faible : [H+].[A-]/[HA]=Ka
Conservation du nombre de A : [A-]+[HA]= [HA]0 (quantité introduite au départ)
Equilibre électrique : [H+]=[OH-]+[A-]

Cela donne à résoudre une équation du second degré en H+ en fonction de [HA]0, et en traçant les fonctions en coordonnées logarithmiques, on voit nettement comment se comportent le ph et le coefficient de dissociation.

Bien sûr, rien n'empêchera ensuite d'utiliser les formules approximatives apprises en cours*, mais AMHA cela permet de bien s'approprier les principes.

*D'autant que pour des multiacides, cela serait nettement plus vicieux (équation du troisième ou quatrième degré)