petite réflexion acide

[invite0c7e89a2]

bonjour à tous, j'ai une petite question : peut-on avoir une solution dont le pH est > à 14; ou un pH est < à 1?
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[moco]

Le pH est égal à moins le logarithme de la concentration en H+.
Une solution HCl 1 M a un pH de zéro. Une solution HCl 2 M a un pH de - 0.3, donmc moins zéro virgule trois.
Une solution NaOH 1 M a un pH de 14. Une solution 2 M a un pH de 14.3.

Mais en réalité, ce n'est pas tout à fait vrai. La loi logarithmique est difficile à appliquer à haute concentration. Car la concentration dont il faut prendre le log n'est pas la concentration habituelle (en mole HCl par litre de solution), mais la concentration exprimée par litre d'eau libre. Or une partie de l'eau servant à dissoudre HCl n'est pa libre. Elle est fixée atour des ions H+ pour faire H₃O⁺ et éventuellement d'autres édeifices dont on ne parle pas souvent comme H₅O₂⁺, H₇O[IND]3[IND]⁺, etc. Donc dans 1 litre de solution 1 M en HCl il n'y a pas 1 litre d'eau libre, mais moins. On n'utilise donc pas souvent la notion de pH avec des solutions concentrées.

Et enfin n'oublie pas que le pH est une notion inventée pour ne pas avoir à traîner des décimales qui n'en finissent plus. C'est tout de même plus facile de dire dans la conversation qu'une solution a un pH 7.3, que de dire que sa concentration en ion H⁺ est de 0.00000005 M, ou de 5·10^-8 M, surtout si, comme c'est souvent le cas en biologie, on n'a pas besoin de connaître la valeur précise de cette concentration, mais l'ordre de grandeur.

C'est surtout dans ces circonstances-là qu'on utilise la notion de pH, pour des solutions donc très diluées.

[invite4b9cdbca]

Bonsoir !
Je déterre cette ancienne conversation car j'ai comme un soucis vis à vis de ce que dit moco.

En effet, dans mon cours il est dit que l'eau peu différencier les couples acide/bases possédant un pka compris entre 0 et 14.

Voila ma question : je ne saisis pas trop ce que veut dire différencier, ni ce que cette affirmatio implique.

Seconde question : mon cours dit qu'en général pH = -log (a(H+)) où a(H+) est l'activité des ions H3O+ et que dans les solutions diluées (<1mol/L), pH=-log[H3O+]
Je ne vois pas vraiment la différence, à moins qu'à cette concentration, l'eau commence à saturer, d'où la présence de HCl en deux phases différentes (gaz et aqueuse) ?

Voila je sais pas si je dis des anneries, mais bon, j'aimerais tirer ça au clair avant de reprendre les cours ^^

Merci beaucoup !

[invite331cc28f]

pour le premier point, je ne me prononcerai pas, parceque je suis nul en dialectique

pour le second, le fait de dire pH=-log(C(H+)) est en effet une approximation. A faible concentration, on peut estimer que l'activité et la concentration sont egales. A forte concentration, ce n'est pas le cas. L'activite tient compte de la concentration, mais aussi de l'environnement des ions, en particulier de la force ionique de la solution. Il existe differentes formules pour la calculer, je ne les connais pas par coeur, mais google est ton ami!
Pour ce qui est de la saturation, c'est tout un autre probleme, c'est purement un equilibre thermodynamique, qui dépend de l'espece considérée. Par exemple, la solubilite maximale de HCl dans l'eau est de 36% massique si je me souviens bien, soit environ 11,6 Mol/L...

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite4b9cdbca]

oki !
Merci encore !
Bon reste plus qu'à élucider mon premier problème
Cherche cherche cherche fouine fouine.....

[GillesH38a]

ca veut dire qu'un acide de pKa < 0 va totalement se dissocier et donc, qu'on n'aura essentiellement qu'une solution de H30+ : tous les "acides forts" dissous dans l'eau ont la même acidité à concentration égale, en fait on ne mesure que l'acidité de H30+. Ils sont donc "nivelés" par l'eau. De même les bases très fortes se transformeront immédiatement en OH- en captant un proton.