Bonjour,
Je bloque sur un exercice qui peut semble simple, mais je ne suis pas sur de la réponse :
"Déterminer le pH d'une solution d'acide iodique HIO3 = 5x10-2 M
Ka (HIO3/IO3-) = 0.16
Ici j'aurais utiliser la formule pH = pka + log (B/A) mais selon moi Cb=Ca donc ph = pka non ??
Merci
Quand on met un acide faible HA dans l'eau il se produit la réaction HA +H2O = A- + H3O+ . La constante Ka est vérifiée à l'équilibre et si on néglige l'autoprotolyse de l'eau on fabrique autant de A- que de H3O+ et la quantité de HA mise au départ se retrouve dans A- et dans ce qui reste de HA ...
Voyons Jake75 ! Cb n'a aucune raison d'être égale à Ca !
Bonjour,
Merci pour vos réponses, j'ai essayé de le faire, pouvez-vous me dire ce que vous en pensez ? Merci
Donc la réaction est :
HIO3 + H2O = IO3- + H30+
Soit Ka = [IO3-][H3O+]/[HIO3]
Soit Ka = x*x/ca - x
On peut supposer que l'acide est peu dissocié soit ca - x = ca environ
On a donc Ka = x2 / c
Soit x = V( Ka * c) = 0.089 mol/L
On peut donc écrire :
pH = pKa + log ([IO3-]/[HIO3]) = - log (0.16) + log (0.089/5*10^(-2))
Soit pH = 1.05 environ ?
Est-ce bien cela ?
Merci!
Et si c'est cela, comment vérifier que l'acide est peu dissocié ?
Car j'ai noté qu'un acide est peut dissocié si pH < pKa - 1
Or ici pKa = -log (Ka) = 0.80
Et pH = 1.05
Ce n'est donc pas cela ici :/ ...
Bonjour.
Quelque chose me chiffonne (un peu) : tu trouves un avancement supérieur à la quantité initiale en acide...
Est-ce normal ?
Cordialement,
Duke.
Bonjour,
Arf effectivement je n'y avais pas fait attention.
Il y'a donc une erreur quelque part, mais je n'arrive pas à savoir où j'ai fais plusieurs fois le calcul :/
- dans ton post 4 : tu as l'expression X^2/(C-x) = 0,16 ...c'est OK : tu raisonnes sur 1L de solution ( le volume n'est pas précisé) et tu confonds donc mol , ce qui intervient dans un tableau d'avancement, et mol/L
- si tu supposes que l'acide est peu dissocié c'est à dire x<<C donc x =(C Ka)^1/2 = 5,6e-2 mol/L ... c'est idiot ( post de Duke Alchimiste ) ... donc tu vas recommencer en ne supposant pas que l'acide est peu dissocié donc en résolvant l'équation du second degré, ne garder que la racine positive et x étant la concentration en H3O+ tu as pH = -log x ( pas besoin d'une autre formule )
Bonsoir,
Il ne faut pas utiliser des formules simplifiées valables pour les acides faibles, ou celles valables pour un acide fort. Car ici, Ka est proche de 1. Ce n'est ni très petit ni très grand, et nous sommes dans une zone intermédiaire située entre les acides forts et les faibles. Il faut partir de la définition de la constante d'équilibre.
Pour la suite, je vais considère que ton acide HIO3 peut être écrit de manière simplifiée HX.
Ka = [H+][X-]/[HX] = 0.16
Si j'appelle : x = [H+], on a : [HX] = 0.16 - x, et Ka devient : Ka = x2/(0.05 - x) = 0.16
Réorganisée, cette égalité donne l'équation de second degré : x2 + 0.16 x - 0.008 = 0
La résolution de cette équation donne : x = 0.04. donc le pH vaut - log4 = 1.4
Re-L'objectif de mon intervention consistait à te faire comprendre non pas que le calcul était faux (ce qui en effet aurait pu être le cas) mais que ton hypothèse simplificatrice (x<<Ca) était fausse.Envoyé par Jake75
Tu as le droit de faire des hypothèses mais il faut impérativement les vérifier à la fin ! Là, le résultat étant incohérent, l'hypothèse est fausse.
Il faut donc soit formuler une autre hypothèse simplificatrice ou ne pas en faire. Dans ce cas-ci, ne pas en faire n'était pas trop gênant.
Autre point qu'a soulevé moco, avec un Ka proche de 1, il était clair que l'acide iodique n'est pas un acide fort (Ka > 1000 voire 10000) donc cela signifie qu'il n'est pas très dissocié (tout en l'étant quand même parce que Ka > 10^-3).
Ce sont des petits trucs qui devraient te permettre de raisonner plus vite par la suite
Cordialement,
Duke.
Bonsoir,
Merci beaucoup pour vos différentes réponses, c'est beaucoup plus clair maintenant !
Je serais plus vigilent sur les hypothèses désormais ^^
