Identification acide fort ou faible

[invite18b1d9e3]

bonjour, je sais que pour un acide fort, la concentration en H3O+ doit être égale à la concentration du composé initial, et differente pour un acide faible.

seulement j'ai ici H2CO3, si je fait l'équation j'obtient : H2CO3 + H2O ====> H3O+ + HCO3-

On remarque que le nombre de moles qui réagissent sont égale et que donc la concentration de H3O+ égale celle de H2CO3, POURTANT dans mon corrigé on me dit que c'est un acide faible !! Merci de m'éclaircir la chose.

ps: on me dit que la concentration de h2co3 est de 10^-5 mol/l mais cela a t il de l'importance ici ?
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[HarleyApril]

Bonsoir

La réaction que tu as écrite est juste, à un détail près : c'est un équilibre et non une réaction totale.

Cordialement

[invite18b1d9e3]

merci pour la correction mais ça ne repond pas a ma question. étant donné que le coefficient de chaque élément est 1 la concentration est la même pour chaque élément, et donc la concentration en H3O+ est égale à la concentration initiale de H2CO3, selon la definition que j'ai mise un acide fort a la même concentration en h3o+ que la concentration initiale du composé(ici H2CO3) c'est pour cela que je ne comprend pas pourquoi H2CO3 est qualifié d'acide faible, et c'est sur cela que j'ai besoin d'une précision.

[Kemiste]

Bonsoir.

Tu ne peux pas déterminer si une réaction est totale ou non avec simplement l'équation. L'équation ne dit pas que tu obtiendras forcément la même quantité de H₃O⁺ qu'il y avait de H₂CO₃ mais que pour une mole de H₂CO₃ qui réagit, il se formera une mole de H₃O⁺. Par exemple, si on part d'une mole de H₂CO₃ il se peut que seulement 0.1 mol réagisse. A l'état final on a donc 0.9 mol de H₂CO₃ et 0.1 mol de H₃O⁺. La réaction n'est pas totale, on a un équilibre.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite18b1d9e3]

D'accord je comprend, merci Kemiste. C'est donc le fait qu'il y ai un équilibre et que le réactif ne réagit pas completement/ne se dissocie pas complétement qui fait que cette acide est un acide faible ?

autrement dit un acide fort est défini par le fait que la réaction est totale et seulement directe ?

Mais la réaction acido-basique n'est elle pas définie comme ayant un état d'équilibre ??

je suis un peu perdu ^^

[Kemiste]

D'accord je comprend, merci Kemiste. C'est donc le fait qu'il y ai un équilibre et que le réactif ne réagit pas completement/ne se dissocie pas complétement qui fait que cette acide est un acide faible ?

Exactement.

autrement dit un acide fort est défini par le fait que la réaction est totale et seulement directe ?

Oui.

Mais la réaction acido-basique n'est elle pas définie comme ayant un état d'équilibre ??

Non. Tout dépend si on a un acide faible ou fort et tout dépend des réaction entre acides et bases.

En général on donne les valeurs de pKa pour les acides faibles. C'est une façon de les reconnaître.

[invite18b1d9e3]

Ok mais du coup la réelle question à laquelle il faut répondre c'est comment savoir qu'un acide dissous dans l'eau provoque un état d'équilibre ?? ( ne me dites pas que c'est parce que c'est un acide faible )

par exemple selon mon exemple de départ : H2CO3 + H2O ====> H3O+ + HCO3-

Comment savoir que la réaction atteint un état d'équilibre ?

[invite18b1d9e3]

Je lit que l'on peut identifier si la reaction atteint equilibre ou non en prenant compte de l'enthalpie et de l'entropie, à savoir que si l'enthalphie augmente et l'entropie augmente ou que l'enthalpie diminue et l'entropie diminue on atteint un état d'équilibre. Mais dans mon cas je ne connais pas l'enthalpie ni l'entropie ( comment la trouver sans calorimètre ?) alors comment est ce possible de prédire si il y a équilibre ou non rien qu'en connaissant les réactifs ?? et donc identifier le type d'acide ??

[HarleyApril]

Bonsoir

En fait, il y a assez peu d'acides forts.
Acide chlorhydrique, acide bromhydrique, acide perchlorique, acide sulfurique (c'est un diacide, la première acidité est forte, la seconde y est presque).
Il y en a d'autres, mais tu ne les rencontreras sans doute pas tout de suite.

Les acides carboxyliques (RCOOH) sont en général des acides faibles.
Les acides sulfoniques (RSO3H) sont en général des acides forts ... mais je crois qu'on sort là de ce que tu vas rencontrer.


Dans ton cas, HCOOH est un acide carboxylique, c'est donc un acide faible.
L'autre moyen de reconnaître un acide faible, c'est qu'on t'en donne son Ka ou son pKa.


Cordialement

[moco]

Oublie l'enthalpie et l'entropie !
Pourquoi ne veux-tu pas qu'on te dise qu'il y équilibre quand l'acide dissous est un acide faible ? C'est pourtant la vérité !
On peut aussi dire qu'il y a équilibre quand la concentration globale en acide (dissocié et non dissocié) est plus grande que celle des ions H3O+ (et HCO3-)

[invite18b1d9e3]

Oublie l'enthalpie et l'entropie !
Pourquoi ne veux-tu pas qu'on te dise qu'il y équilibre quand l'acide dissous est un acide faible ? C'est pourtant la vérité !

Car ce que je cherche à la base c'est justement comment identifier un acide faible ou fort et si pour cela je dois savoir si il y a un equilibre ou pas je dois moi même prédire si il y a un equilibre ou pas pour prédire que c'est un acide faible si je trouve que la réaction atteint un état d'équilibre..

J'ai des examens très bientot, qui équivaut je pense en france au niveau du Bac, et je présume que je dois pouvoir lorsqu'on me donne un composé, identifier si c'est un acide faible ou fort sans avoir les données ph ou Ka/Pka

J'ai aujourd'hui étudier mon cours sur l'enthalpie, je sais désormais que l'on peut la calculer à l'aide des tables d'energie de liaisons ainsi qu'avec les tables d'enthalpie standard de formation. Ne devrais-je pas coupler ces connaissances avec la notion d'entropie pour, lors de mon examen, identifier le type d'acide ou de bases ??

[moco]

Bonsoir,

Je doute beaucoup qu'on puisse prévoir par un calcul ab initio qu'un acide donné sera fort ou faible. Par exemple, tout le monde sait que HCl, HBr et HI sont des acides forts, et même très forts. Est-ce que quelqu'un est capable de prédire par le calcul que HF n'est pas un acide fort ? et qu'il est même assez faible ? L'analogie bien connue entre les halogènes (F, Cl, Br et I) est telle que ces acides devraient tous être assez semblables, donc forts. Eh bien non ! HF est un acide faible ! C'est l'expérience qui permet de l'affirmer, pas le calcul ! Désolé !

[Kemiste]

Je rajouterai juste que, comme je l'ai dit précédemment, quand il s'agit d'un acide faible on donne le pKa. Il y a quelques acides forts/faibles "classiques" mais je n'imagine pas un exercice où on demanderait simplement, sans aucune donnée "est-ce un acide fort ? Justifier".

[invite18b1d9e3]

D'accord merci pour votre aide, je vais donc apprendre les quelques cas classiques ce sera plus simple et plus approprié !

[petitmousse49]

Bonjour à tous
Il est peut-être un peu tard pour intervenir sur ce fil...
À tout hasard tout de même : l'énoncé précise une concentration résiduelle en H₂CO₃ non nulle : celà suffit pour affirmer que cet acide est faible. Avec un acide fort, on obtiendrait une concentration résiduelle nulle puisque la réaction d'un acide fort sur l'eau est totale. Dans l'acide chlorhydrique (pas trop concentré tout de même) : [HCl]=0.
Autre remarque : dans son premier message, Stakhanov21 évoque un corrigé précisant l'égalité des concentrations en H₃O⁺ et en H₂CO₃ . Il ne s'agirait pas plutôt d'une égalité des concentrations en H₃O⁺ et en HCO₃^- ? Si le dioxyde de carbone est la seule espèce introduite dans de l'eau initialement pure, cela se justifierait aisément en considérant la réaction de H₂CO₃ sur l'eau : quel que soit son taux d'avancement, elle produit autant d'ions oxonium que d'ions hydrogénocarbonate et l'autoprotolyse de l'eau est ici négligeable dans la mesure où le pH de cette solution est d'environ 5,7.
Pour finir : la connaissance des grandeurs thermodynamiques et permettraient de déterminer le pKa théorique du couple auquel appartient l'acide étudié ; une valeur théorique négative correspondrait à un acide fort. Mais le pense qu'effectivement, cela déborde le cadre de cette étude...

[Kemiste]

À tout hasard tout de même : l'énoncé précise une concentration résiduelle en H₂CO₃ non nulle : celà suffit pour affirmer que cet acide est faible. Avec un acide fort, on obtiendrait une concentration résiduelle nulle puisque la réaction d'un acide fort sur l'eau est totale. Dans l'acide chlorhydrique (pas trop concentré tout de même) : [HCl]=0.

IL n'est pas indiqué que c'est une concentration résiduelle. On évoque souvent la concentration d'une solution en concentration apportée en soluté, c'est à dire qu'on ne prend pas en considération la réaction avec l'eau. C'est peut être le cas ici.

Autre remarque : dans son premier message, Stakhanov21 évoque un corrigé précisant l'égalité des concentrations en H₃O⁺ et en H₂CO₃ . Il ne s'agirait pas plutôt d'une égalité des concentrations en H₃O⁺ et en HCO₃^- ?

Comme il a été indiqué dans les premiers messages, il était question de la quantité initiale de H₂CO₃ et de la quantité finale de H₃O⁺.

[Arterrevil]

bonjour,
pour répondre à stakhanov21, il existe une méthode relativement facile pour vérifier que l'acide carbonique en question est bien faible. Il suffit d'utiliser la concentration donnée (10-5 M) et de calculer le ph correspondant. Dans ton exemple , la concentration est de 10-5 mol/l. En appliquant simplement la formule des acides faibles déterminant le Ph : 1/2 pka- 1/2 conc. acide. je trouve un ph de 3.175. cette réponse peut être vérifiée par le domaine de validité de la formule qui est : PH<pka-1. ici 3.175<6.35-1. Comme les conditions sont remplies, on peut conclure que le h2c03 est un acide faible.
La valeur du pka te permet aussi de considérer que cet acide est faible.

[Kemiste]

C'est beaucoup plus simple que ça. Si on utilise la formule d'un acide faible et qu'on a le pKa on sait déjà que c'est un acide faible. Pas besoin de faire de calcul.

Attention, être dans le domaine de validité de la formule ne prouve pas que l'acide est faible. Cela prouve juste qu'on peut négliger l'autoprotolyse de l'eau.

Enfin, on fait en général ce type de calcul quand on nous donne le pH de la solution finale. On suppose que l'acide est fort et on calcul log[H₃O⁺]. Si on retrouve le pH annoncé l'acide est fort, sinon il est faible.

[Arterrevil]

Bonjour, ce que je voulais plutôt dire avait un côté plus intuitif en effet. C'est vrai qu'utiliser cette formule permet de calculer le ph d'une solution d'acide faible mais pas Ã* proprement dit de démontrer que celui ci est bien faible.
Néanmoins grâce au ph ne peut on pas
affirmer d'une certaine façon que l'acide en question est faible ?si le ph Ã* une valeur 3,175 c'est qu'il est faible non ?

[Kemiste]

Une valeur de pH seule ne permet pas de dire si un acide est faible ou non. Comme je l'ai dit dans mon message précédent, on peut faire l'hypothèse que l'acide est fort et voir si avec la concentration de l'acide on retombe ou non sur la valeur de pH mesurée.

[jeanne08]

pour Arterrevil : petite erreur dans le calcul de pH ...
Le pH d'une solution 10 -5 mol/L de H2CO3 ( je prends pKa = 6 ) est de de l'ordre de 5,5 et dans ce cas , bien entendu l'acide est faible, mais on ne peut pas considérer que H2CO3 est quasi intact donc la formule usuelle donnant le pH d'une solution d'aide faible n'est pas applicable ici .
H2CO3 + H2O = HCO3- + H3O+ Ka = (H3O+) ^2/( 10¨-5 - (H3O+) ) et on doit résoudre une équation de degré 2 pour avoir le pH .... que je ne cherche pas car la valeur du pH est inutile pour répondre à la question de départ !

[Arterrevil]

je comprends bien. petite correction pour jeanne08 : le ph ne peut pas être de l'ordre de 5,5. le domaine de validité nous dit que le ph doit être inférieur à pka-1. or, 5,5 n'est pas inférieur à 6,35-1. ce calcul étant inutile pour connaître la force de l'acide, je l'admets.

[Kemiste]

le ph ne peut pas être de l'ordre de 5,5. le domaine de validité nous dit que le ph doit être inférieur à pka-1. or, 5,5 n'est pas inférieur à 6,35-1.

C'est là qu'il y a une confusion. Le domaine de validité que tu cites n'est pas celui du pH qu'on peut avoir mais celui de la formule simplifiée. On peut tout à fait avoir un pH compris entre pKa-1 et pKa+1. Il faut juste prendre en considération les H⁺ apportés par l'autoprotolyse de l'eau.

[Arterrevil]

Ben il y a confusion effectivement. pourquoi le ph peut il être compris entre pka -1 et pka +1 ? N'est ce pas la zone d'efficacité des solutions tampon ?
A priori on obtient une solution tampon quand on fait réagir par exemple une base faible avec un sel acide....
Si j'ai bien compris ce n'est pas le cas dans l'exemple qui nous occupe car il y a seulement la présence de l'acide carbonique (h2co3). Cet acide est faible j'en conviens.

[jeanne08]

Dans le cas présenté : H2CO3 à la concentration initiale de 10^-5 mol/L le pH de la solution ne peut pas valoir 3,.. car il y aurait formation de plus de H3O+ que d'acide H2CO3 mis au départ ... ce qui est idiot ! Dans l'exemple indiqué on a une solution d'acide faible, on n'a pas une solution tampon mais pourtant le pH n'est pas inférieur à pKa-1 . il faut connaître les conditions de validité des expressions donnant le pH.

[Arterrevil]

J'ai réalisé le calcul du ph d'après cette équation: h2co3 + H2O => hco3- + h30+
On obtient: ka = [hco3-]*[h3o+]/[h2co3]
=10^-6.3
Après équation du degré 2, on a comme résultat x ou conc. h3o+ = 1.9*10^-6.
Ce résultat est inférieur Ã* la concentration initiale de h2co3 (10^-5) et donc logique. d'après la formule, le ph égale 3,1 grosso modo.
Corrigez moi si je me trompe.

[jeanne08]

Je n'ai pas de calculette pour faire les calculs (que je n'avais pas l'intention de faire ! )... on va se contenter de grosso modo..
On résout l'équation de degré 2 en H3O+ : Ka = ( H3O+)^2/( 10^-5 - (H3O+)) et on va trouver (H3O+ ) de l'ordre de 10^-6 ( en gros )... donc un pH proche de 6 ( et non de 3 )

[Kemiste]

En effet, si tu trouves bien une [H₃O⁺] = 1,9.10^-6 tu as pH = -log([H₃O⁺]) = -log (1,9.10^-6) = 5,7

Je ne ferais pas non plus la résolution de l'équation

[Arterrevil]

pH de polyacides ou polybases
IV-1. Position du problème
-Calculer le pH d’un diacide H2A de concentration C mol.L-1
(1) H2A + H2O
HA- + H3O+ K1
(2) AH- +H2O
A2- + H3O+ K2
(3) 2H2O
OH- +H3O+ K3=Ke
Si C>3.10-7mol.L-1 (cas usuel)⇒ l’autoprotolyse négligeable⇔(3) = Réaction secondaire
2 cas :
•1ere acidité (1) est la Réaction prépondérante
K2<<K1 et [H3O+] 2<< [H3O+]1 soit [A2-]<<[HA-]

Il suffira donc de vérifier pH<pK2-1 (et pH<6,5)
• (1) et (2) sont RP simultanées

Il suffira de vérifier pH<6,5
Je prends l'exemple de cette explication pour calculer le ph et il est précisé qu'il faut utiliser la formule ph=1/2pka -1/2 Ca.

[Arterrevil]

xxxxxxxxx

Les pièces jointes ne doivent pas être hébergées sur un serveur externe. Merci.