Mélanges d’acides et de bases calcul de pH

[gts2]

Il n'y a plus de HO- ! Vous avez effectué la réaction NH4+ + HO- -> NH3

Quelles sont les espèces présentes (avec leur concentration) ?
-----

[gts2]

Excusez-moi, j'avais mal lu, j'en étais déjà à l'étape suivante
Vous mettez en présence 0,02 mol de NH4+ et 0,02 mol de HO- vous effectuez la réaction cela donne quoi ?

[dels]

Les deux réactifs ont été consommés et on a produit 0,02 mol de NH3 et l'eau est en excès

[gts2]

OK et donc dans cette solution quel est l'acide le plus fort et quelle est la base la plus forte ?

[dels]

Pour la première réaction NH4+ était l'acide le plus fort et HO- la base la plus forte

Maintenant, il me semble que NH3 est la base la plus forte et H2O l'acide le plus fort

[gts2]

C'est bien cela et donc le pH est ?

[dels]

Est ce qu'il faut que je fasse la constante d'équilibre et que j'isole HO- s'il vous plait

[gts2]

Si vous voulez calculer explicitement, oui, on écrit la constante d'équilibre, et on déduit pOH puis pH.
Sinon, vous pouvez utilisez une "formule" classique en précisant/vérifiant les conditions d'emploi.

[dels]

La constante d'équilibre de la réaction serait donc:

K = (NH4+) * (HO-) / (NH4+)

Si j'isole HO-, cela me fait (HO-) = 10^-9,2 * 0,02 / NH4+


Je ne sais pas comment trouver la concentration en NH4+ comme il a été entièrement consommé

Et est ce que vous pourriez me montrer la formule classique s'il vous plait

[gts2]

Je ne comprends pas trop : si on vous pose cet exercice, vous avez eu un cours correspondant.
Cours dans lequel on a du expliquer que :
1- on écrit l'équation
2- on fait un bilan de matière (par un tableau d'avancement par exemple)
3- on écrit la constante d'équilibre avec les données de 2-
4- si l'équation obtenue est un peu lourde, on fait des approximations (type peu dissocié)
5- on résout.

[dels]

Je suis d'accord avec vous, je vous assure que j'étais présente à chaque cours. J'ai fais les exercices avec mon prof.
Mais en revanche, il y a certains exercices que je ne comprends. Ici, le problème étant que je ne sais pas comment m'y prendre avec la concentration de NH4+ (car celle ci a été consommé)
Je sais qu'il faut utiliser la constante d'équilibre pour isoler HO- et ensuite appliquer la formule pH = 14 - pOH
Mais je m'étais dis que vous auriez peut être une formule qui me permettrait d'aller plus vite

[gts2]

Ici, le problème étant que je ne sais pas comment m'y prendre avec la concentration de NH4+ (car celle ci a été consommé)

Voir message #40

Mais je m'étais dis que vous auriez peut être une formule qui me permettrait d'aller plus vite

Je suppose que vous connaissez pour un acide faible peu dissocié pH=1/2(pKa+pc), cela donne pour une base ... pOH=1/2(pKb+pc)

[dels]

Il faut donc que je ne prenne pas en compte la concentration en NH4+

[gts2]

Cela dépend : si vous prenez la "formule" le c de pc est la concentration en NH3 introduit les 0,02 mol/L

Si vous faites le calcul en suivant le message #40, vous connaissez (NH4+) par 2- et vous l'utilisez dans 3-

[dels]

Je viens de voir que dans le message #39 j'ai fais une erreur excusez moi
Je me suis trompée sur ma feuille j'ai écris NH3 mais ici j'ai écris NH4+

K = (NH4+) * (HO-) / (NH3)

[dels]

Mais dans le tableau d'avancement, la concentration finale en NH4+ est de 0

[gts2]

Cela c'est le premier tableau correspondant à la première RP, on obtient alors un nouvel état sur laquelle on recommence la méthode.
Vous avez dit que dans la nouvelle solution "NH3 est la base la plus forte et H2O l'acide le plus fort" donc la nouvelle RP est
NH3 + H2O -> ...
auquel on applique le message #40

[dels]

Oui donc ça me fait:
NH3 + H2O --> NH4+ + HO-

Les nouvelles concentrations sont:
(NH3) = 0
(NH4+)= 0,02
(HO-) = 0,02

Et donc la constante d'équilibre est:
K = (NH4+) * (HO-) / (NH3)

[gts2]

Contrairement à NH4+ + HO- qui est quasi totale (K = ? ), NH3+ H2O est au contraire peu déplacée (K= ?) donc non totale.

[dels]

Le K de la première réaction est égal à 10^4,8 --> réaction totale

Alors que le second est de 10^-4,8 --> réaction non totale

Je ne sais pas si ce que j'ai fais est correct

[gts2]

C'est bien cela et donc les deux tableaux d'avancement vont être très différents.

[dels]

J'ai une question s'il vous plait. Comment avez vous su après avoir su que la première réaction était totale qu'il fallait faire la réaction dans l'autre sens pour pouvoir avoir la valeur du pH.

[gts2]

J'ai suivi la méthode que l'on vous demande d'étudier : méthode de la réaction prépondérante (enfin je pense comprendre ...).

1- bilan des espèces présentes
2- on effectue la réaction entre l'acide le plus fort et la base la plus forte( NH4+ HO-)
3- si on peut trouver le pH on s'arrête là (après avoir vérifié la cohérence du résultat)
3bis- sinon (ou si le résultat montre une incohérence), on recommence la méthode avec la solution obtenue.

2- on effectue la réaction entre l'acide le plus fort et la base la plus forte( NH3 H2O)
3- c'est donc le pH d'une base faible, on calcule et on vérifie sur le diagramme de prédominance les zones de NH3 et NH2OH

[dels]

Merci beaucoup pour vos explications
Finalement j'ai fais une équation, dans laquelle j'ai isolé x, j'ai calculé sa valeur ( x = 5,63*10^-4 )
Ensuite j'ai appliqué la formule pH = 14 + log (5,63*10^-4) = 10,75
Je vous remercie de votre aide
Comme vous l'avez dis en 3bis ici, il y avait une incohérence dans le résultat car ici nos deux réactifs dont HO- étaient consommés donc nous n'avions accès qu'à la concentration en NH3 (ce qui ne nous permet pas de calculer le pH)

Petite question s'il vous plait. Pour l'exercice suivant on a encore un mélange d'acide et de base
J'ai fais dans un premier temps les équations de dissociation des espèces présentes:
HNO3 --> H+ + NO3-
NaCH3COOH --> Na+ + CH3COO-
Il est précisé dans l'énoncé que HNO3 est un acide fort donc j'imagine que les concentrations en H+ et en NO3- sont égales à la concentration initiale en HNO3

Maintenant, je me suis dis que dans les données on a le pKa du couple (CH3COOH/CH3COO-) = 4,8
Je pense donc que nous allons faire réagir H3O+ avec CH3COO-
Car en ayant fait le diagramme de pKa, l'acide le plus fort est H3O+ et la base la plus forte est CH3COO-
Ainsi ce qui fait que: H3O+ + CH3COO- --> CH3COOH + H2O
Je trouve que K = 10^-4,8 donc il s'agit d'une réaction partielle

À partir de ce moment-là je bloque, je ne sais pas s'il faut que je fasse comme pour l'exercice précédent (isoler x) ou plutôt faire la réaction dans le sens inverse
Je vous remercie d'avance

[gts2]

il y avait une incohérence dans le résultat car ici nos deux réactifs dont HO- étaient consommés donc nous n'avions accès qu'à la concentration en NH3 (ce qui ne nous permet pas de calculer le pH)

Ce n'est pas ce que j'appelle une incohérence, une incohérence c'est quand, ayant calculé un pH, on trouve un désaccord entre le pH et les zones de prédominance.
Ici ce n'est pas une incohérence, c'est que je ne peux en déduire le pH (je n'ai pas de H+ ni de HO-), il faut donc que je fasse intervenir une autre réaction.

Maintenant, je me suis dis que dans les données on a le pKa du couple (CH3COOH/CH3COO-) = 4,8
Je pense donc que nous allons faire réagir H3O+ avec CH3COO-
Car en ayant fait le diagramme de pKa, l'acide le plus fort est H3O+ et la base la plus forte est CH3COO-
Ainsi ce qui fait que: H3O+ + CH3COO- --> CH3COOH + H2O

Jusque là OK.

Je trouve que K = 10^-4,8 donc il s'agit d'une réaction partielle.

Erreur de signe K = 10^4,8 donc il s'agit d'une réaction quasi totale.

[dels]

Merci beaucoup pour votre réponse.
Est ce que vous auriez s’il vous plaît une astuce pour ne jamais se tromper car je me trompe tout le temps


Maintenant vu que le réaction est quasi totale, j’ai fais un tableau d’avancement et j’ai déterminé xmax = 1*10^-3

J’ai donc soustrait x à mes réactifs et mes produits
Ainsi CH3COO- a été entièrement consommé
H3O+ —> 1*10^-3
CH3COOH —> 1*10^-3

Est ce qu’à ce moment là comme j’ai la concentration en H3O+ je peux utiliser la formule ou est ce que je dois faire encore des calculs: pH = -log (H3O+)

[gts2]

Est ce que vous auriez s’il vous plaît une astuce pour ne jamais se tromper car je me trompe tout le temps

Pas une astuce, mais une définition : Ka est défini dans le sens acide -> base + H+ ; si vous l'écrivez dans l'autre sens c'est 1/Ka.
Et deuxième définition : le produit de réaction c'est produit/réactifs, donc ici à l'équilibre Ka=(H+)(base)/(acide)

Est ce qu’à ce moment là comme j’ai la concentration en H3O+ je peux utiliser la formule ou est ce que je dois faire encore des calculs: pH = -log (H3O+)

Vous pouvez en effet calculer le pH ainsi, il faut simplement vérifier sur le diagramme de prédominance que c'est cohérent : on est dans la zone CH3COOH.

[dels]

Je trouve pH = - log ( 1*10^-3)
ph = 3

Ce n’est pas grave si je ne trouve pas 3,30 s’il vous plaît?

[gts2]

Vous avez oublié la dilution : on mélange 50 mL de ... et 50 mL de ... et donc ?

[dels]

Le volume total de la dilution est: 50 mL + 50 mL = 100 mL --> 0,1 L

pH = -log (1*10^-3/ 0,1)
= 2

Je pense m'être trompé quelque part
Peut être vu qu'il s'agit de la concentration il aurait fallut prendre la quantité de matière initiale de H3O+