Calculs de pH

[invite59a6f9f0]

Bonjour, alors en cours nous avons vu un exercice sur le pH, le professeur a corrigé mais trop vite et on étais en amphi du coup avec le bruit de fond c'était compliqué. Au final j'ai pas compris la correction. Alors l'exercice c'est : ''Calculer le pH des solutions suivantes contenant 10- M en :
-Acide nitrique ph=3.4 jcrois
-potasse ph=?
-acide éthanoïque pH=?
-hypochlorite de sodium pH=?
-chlorure d'ammonium pH=5.6
-éthanoate d'ammonium pH=?''
Du coup j'aimerais bien que quelqu'un m'explique comment on fait pour trouver ces résultats svp
PS : je suis en génie biologique option GE
-----

[moco]

Bonjour,
A te lire il faut calculer le pH de solutions dont on donne le pH... C'est comme de deviner la couleur du cheval blanc de Napoléon !
D'autre part, il manque une donnée essentielle à ta donnée, c'est la valeur de l'indice de 10 puissance moins .... De 10 puissance moins quoi ?
Et je me demande si tu ne confonds pas pH et pKa !
Bref, ta demande n'est pas claire du tout !

[invite56210b22]

Tu applique le calcul d'équilibre.

pKa = ([A-]*[H+])/[HA]

Or tu sais que HA = y au départ (une constante)
Tu pose aussi que [A-] = x ; et que donc ta [HA] = y - x
Finalement s'il n'y avait qu'un seul proton libérée, alors [H+] = x

Si l'on peut négliger l'autoprotolyse de l'eau (càd tu trouve un pH plutôt éloigné de 7) alors ça te fait simplement une équation à résoudre.

pKa = x^2 / (y - x)
-x^2 - x*pKa + y*pKa = 0

La seule variable est x. Ce n'est qu'une équation du second degré à résoudre.

NB : si tu connais [HA] à l'équilibre c'est encore plus simple : [HA]*pKa = x^2 et donc sqrt([HA]*pKa) = x.
Toujours en négligeant l'autoprotolyse de l'eau.

[invite59a6f9f0]

Bonjour Moco, oui désolé alors c'est 10-2 M, et le pH que j'ai mis a côté c'est la correction du professeur, et on a le pKa pour des couple Acide/Base : 3.2 pour HF/F-, 4.8 pour CH3CO2H/CH3CO2-, 7.6 pour HCLO/CLO- et 9.2 pour NH4+/NH3

Alchi1 bonjour, merci pour t'as réponse mais il manquait les données ci-dessus je suis vraiment désolé

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Bonjour,

Attention ! Alchi1 confond la constante d'équilibre K_a et le log de cette constante qui est le pK_a. Tout le raisonnement qu'il développe est victime de cette confusion. L'équation du second degré qu'il donne est donc fausse.

Je vais reprendre son calcul .

K_a = [H+][X-]/[HA]

Pour l'acide éthanoïque en concentration 0.01 M, le pK_a vaut 4.8, le K_a vaut : K_a = 10^-4.8 = 1.6 10^-5.
Si on pose que [H+] = [X-] = x, on tire que [HX] = 0.01 - x.
On tire : K_a = 1.6 10^-5 = x²/(0.01 - x)
C'est une équation du 2ème degré, qui s'écrit : x² + 1.6 10^-5 x - 1,6 10^-7 = 0.
La solution vaut : x = (1/2)(-1.6 10^-5 + √(6.4 10^-7) = 3.92 10^-4
Donc le pH = 3.4

[invite59a6f9f0]

Bonjour moco, merci de ta réponse, mais mon prof il a pas fait comme ça mais il utilisé ph= 1/2 (pka-logCa)

[moco]

Bonjour,
La formule que ton prof a utilisée est dérivée de la mienne. Il a pris les log des grandeurs dont je parle. Et dans ce cas on arrive à sa formule, qui est plus simple que le cheminement que j'ai adopté.