Bonjour, on me demande de résoudre le dernier exercice de mon chapitre sur les pH et comme je m'en doutais il est extrêmement dur
Voici l'énoncé :
Il faut déterminer le pH d'une solution de 1L obtenue par dissolution de
- 0.3 mole de CH3COOH
- 0.2 mole de CH3COONa
- 0.2 mole de NaOH
- 0.05 mole de KCN
Je ne sais même pas par ou commencer, là on a plus de 2 espèces ajouter
Y a t'il une méthode particulière ?
Quelqu'un peut il me guider ?
Merci d'avance
Bonjour,
Ce qu'il faudrait savoir, c'est s'il s'agit de quatre solutions différentes, ou d'une solution contenant les quatre adjonctions dans le même récipient.
Ils sont dans le même récipient
Bonjour
Cet exercice peut se faire quasiment de tête si tu connais la notion de réaction prépondérante, méthode la plus enseignée (du moins en France) depuis une trentaine d'années. Tu commences par classer les couples acide base qui interviennent en fonction des pKa en marquant d'une façon ou d'une autre, les espèces qui sont initialement introduites en quantités non négligeables (écrites en rouge sur mon schéma).
La réaction prépondérante est la réaction qui se produit entre l'acide le plus fort initialement présent et la base la plus forte initialement présente. La réaction peut être considérée comme quasi totale si l'écart de pKa est d'au moins 4 et si le sens respecte la règle du gamma.
Tu as donc une réaction quasi totale entre l'acide éthanoïque et les ions hydroxyde à l'issue de laquelle il ne reste plus que 0,1mol d'acide éthanoïque , la quantité d'ions éthanoate devenant 0,4mol. Remplis un tableau d'avancement pour t'en convaincre si nécessaire.
Tu as ensuite une seconde réaction quasi totale entre l'acide éthanoïque restant et les ions cyanure... Je te laisse faire le bilan...
Pour terminer :
où le logarithme fait intervenir le rapport des deux quantités.
Bonsoir,
Pour faire suite au message de Petitmousse49, peut-être est-il bon d'aider Seikko en précisant que le mélange final contient 0.4 mole d'acétate de sodium, 0.05 mole d'acide acétique et 0.05 mole de HCN. Mais ce HCN est trop faible pour participer au calcul du pH. Le calcul du pH est alors immédiat.
Petit correctif au dernier message de moco :
la réaction de l'acide éthanoïque sur les ions hydroxyde produit 0,2 mol d'ions éthanoate puis la réaction des ions cyanure sur une partie de l'acide éthanoïque restant produit encore 0,05mol d'ion éthanoate. Bilan global :
s'il reste effectivement 0,05mol d'acide éthanoïque, la solution contient 0,45mol d'ions éthanoate et non 0,40mol. La somme des deux quantités (acide éthanoïque + ions éthanoate) est nécessairement égale à la somme des deux quantités introduite : 0,50mol.
Remarques complémentaires :
* Rien n'est dit sur le volume. Il n'est pas nécessaire au calcul que j'ai présenté précédemment mais il ne doit pas être quelconque :
1° : Il ne doit pas être trop faible car dans les expressions des constantes d'équilibres, il ne serait plus possible de remplacer les activités des espèces en solution par leurs concentrations mesurées en mol/L ;
2° : Il ne doit pas non plus être trop grand : une trop forte dilution rendrait non négligeable l'influence de l'autoprotolyse de l'eau.
* Bien sûr, il serait aussi possible de poser :
avec pKa2=9,22 mais les ions cyanure sont devenus ultraminoritaires et la détermination de leur quantité n'est pas immédiate. Mieux vaut donc raisonner comme déjà proposé sur le couple (acide éthanoïque/ion éthanoate) dont les deux quantités sont faciles à déterminer.
Bonsoir,
C'est vrai que j'avais oublié de mentionner la présence de 0.05 mole d'acétate de potassium : Bien vu, Petitmousse49 !
