Exercice pH et molarité

[invite471b23b1]

Bonjour je me permets de reposter un message, je suis entrain de réviser les réactions acide/bases et le pH et je sais pas pourquoi je bloque un peut sur les marches à suivre avec les acides faibles. Si quelqu'un veut bien me donner un conseil ce serait juste génial

Voilà l'énoncé : "Combien de mg d'acide acétique (CH3COOH) doit-on dissoudre dans 500ml d'eau pour obtenir une solution de pH = 4,7?"

Donc, 1 g = 1000mg et 1L = 1000ml
500ml vaut donc 0,5L

acide acétique : pKa = 4,75 (>0 donc acide faible, on utilise donc la constante d'équilibre)
Ka = antilogarithme de pKa = 10^-4,75 = 1,778 x 10^-5
{H+} = 1 x 10^-4,75 = 0,00001995 mol/L
CH3COOH = 60u

On peut donc poser la constante :

{H+} = √Ka x C0
0,00001995 = √(1,778 x 10^-5) x C0 on monte au carré pour se débarrasser de la racine
(0,00001995)^2 =(1,778 x 10^-5) x C0 on divise par Ka
(0,00001995)^2 = C0
(1,778 x 10^-5)

C0 = 0,00002227 mol/L VOILA

mnt on multiplie par 0,5 pour trouver les moles = 0.000011135 mol

g / 60 = 0.000011135 mol
0.000011135 x 60 = 0,0006681 g (en mg donne 0,66mg)

mais la réponse du corrigé donne 1,27, donc je me plante.. l'acide acétique est un monoacide donc...

Merci pour ceux qui veulent bien me lire et pour votre temps,

-----

[Resartus]

Bonjour,
Votre formule est fausse. La formule (pour des acides faibles à des concentrations pas trop faibles) est la suivante :

pH=1/2pka-1/2log(C), qui quand on passe en concentrations donne : [C]=[H+]²/Ka.


(Vous l'avez peut-être eu sous la forme [H+]=racine([Ka])*racine([C]), et oublié la racine pour la concentration?)

[invite471b23b1]

Merci beaucoup pour votre réponse,

je ne connais pas la formule pH=1/2pka-1/2log(C)

Ce n'est pas juste d'utiliser la constante d'équilibre {H+} = √Ka x C0 ?
J'ai fait "au carré des deux côtés" ce qui enlève la racine et donne {H+}^2 = Ka x C0
et après je fais C0 = {H+}^2 / Ka... et ca donne la concentration initiale.. ou alors c'est trop tard et je mélange tout haha