Incompréhension pH

[Nonobstant1]

Bonjour, j’ai du mal à comprendre quelque chose à propos du pH :

Admettons que l’on mélange :
- 1L d’une solution de pH= 6
- 1L d’une solution de pH= 8
En appliquant [H3O+] = 10 puissance -pH et n=CV pour chaque solution, on trouve la quantité de H3O+ apportée par les 2 solutions, on divise par le volume pour avoir la nouvelle concentration d’H3O+ et on trouve un pH d’environ 6,3.

Ce que je ne comprends pas ce que l’on obtiendrait quasiment le même résultat en ajoutant 2L d’eau pure. Pourquoi la solution acide « tire » plus sur la valeur du pH que la solution basique. Je le comprends mathématiquement du fait que pH = -log H3O + mais c’est comme si cette formule ignorait le fait que la deuxième solution soit basique...

Merci
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[gts2]

Vous mélangez une solution { (H+)=10-6 et (HO-)=10-8 } avec une solution { (H+)=10-8 et (HO-)=10-6 }

Les HO- de l'un vont réagir avec les H+ de l'autre pour donner un pH de 7.

H+______________+____HO- =________________H2O
_______ xx (état initial)
____________________ xx (équilibre final)

Autrement dit, vous avez oublié qu'il y avait une réaction.

J'ai oublié le facteur de dilution...

[Nonobstant1]

Ah d'accord, j'avais oublié la réaction avec les hydroxyles en effet, merci !

[Nonobstant1]

Une autre question, pour trouver la concentration en HO- vous utilisez le produit ionique de l'eau ? Car je pensais que ce dernier n'était défini que pour l'eau pur et non pour les solutions. Ai-je tort ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[gts2]

est "toujours" vrai.

Le "toujours" étant relatif à la dépendance en température, au fait qu'aux fortes concentrations (éventuellement d'autres espèces), n'est plus tout à fait la concentration en H+, mais tout cela ne remet pas en cause le fait que cette équation d'équilibre est applicable en dehors de l'eau pure.