exercice solutions aqueuses

[maitenam]

Bonjour,

Je bloque sur cet exercice depuis un moment maintenant, surtout sur la partie de la courbe !

H2CO3 est un diacide caractérisé par pKA1 = 6,4 et pKA2 = 10,3
Calculez le pH d'une solution de NaHCO3 à C = 0,1 mol/L puis commentez le graphe donnant
l'évolution du pH d'une solution de NaHCO3 en fonction de pC = - log C (avec C= [HCO3-])

Après démonstration, on trouve un pH à 8,35.

J'aimerais démontrer par le calcul que l'on peut négliger l'hydrolyse de HCO3- à partir de [HCO3-] <= 10^-3 (donc pC= 3).

J'ai commencé de cette façon:

Hydrolyse de HCO3- : HCO3- + H2O -> CO32- + H3O+

On cherche la concentration [HCO3-] à partir de laquelle on ne peut plus négliger l'hydrolyse de HCO3-

Ainsi on cherche donc à résoudre:

[H3O+] >= [HCO3-] x 10


J'aimerais donc savoir si je suis sur la bonne voie pour justifier l'allure de la courbe et si c'est le cas, quelle concentration de H3O+ dois je utiliser pour résoudre cette équation ?

Merci par avance de vos réponses !


-----

[gts2]

La limite pH=7 vous fait penser à quoi et donc à quelle réaction ?

[maitenam]

A une solution tampon ?

[gts2]

De l'eau pure est à quel pH ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[maitenam]

pH = 7 pour l'eau pure. Vous voulez parler de l'autoprotolyse de l'eau ?

[gts2]

C'est bien l'autoprotolyse de l'eau qui est en cause.

[maitenam]

D'accord, merci ! On ne prend pas du tout en compte l'hydrolyse de HCO3- qu'on avait négligé à la base pour le calcul du pH ?

[gts2]

Ce que vous avez négligé c'est plutôt CO₃^2- = H₂CO₃ + 2 HO^- (après la réaction prépondérante HCO₃^- = H₂CO₃ + CO₃^2-) et celle-ci entre en jeu à partir de pc de l'ordre de 5.