Bonjour à tous . ci-dessous y'a un exercice corrigé concernant le pH des solutions tampon et des ampholytes mais j'ai quelques questions .
1) calculer la molarité d'un Acide éthanoique CH3COOH de pKa = 5
a) dans une solution aqueuse de cette acide telle que [H3O+]=1mEq/L-1
b) dans une solution aqueuse de cette acide telle que [H3O+]=0.1mEq/L-1
2) calculer Alpha(degré de dissociation) pour chaque solution et conclure .
Réponses:
1) a) on a pH= -log[H3O+] = -log(1*10^(-3)) = 3 donc C=10^(-3)mol/L
b) on a pH= -log[H3O+] = -log(0.1*10^(-3)) = 4 donc C=10^(-4)mol/L
2) on a Ka=(alpha^2 * C)/(1-alpha)
Ka = alpha^2*C donc alpha = √(K/C)
donc alpha 1 = 0.1
alpha 2 = 0.3
conclusion : alpha <1 donc il s'agit d'un acide faible .
Je n'ai pas compris pourquoi dans la première question on a mis que [H3O+] = C ( cette formule est réservée aux acides forts si je ne me trompe pas ?)
et pourquoi on a consideré dans la 2éme question , que 1-alpha = 1 alors qu'on n'a même pas démontré qu'il s'agit d'un acide faible (j'ai cru qu'on devrait résoudre l'équation du second degré) ?
Merci beaucoup !
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