1. Déterminer le pH d'un solution d'acide oxalique de concentration c1 = 0.10 mol.L-1 à l'aide de la méthode de la réaction prépondérente.
2. A un volume V1 = 20.0 mL d'une solution d'acide oxalique de concentration c1 , on ajoute un volume V2 = 5.0 mL de solution de soude de concentration c2 = 0.20 mol.L-1 . Calculer le pH à l'aide de la méthode de la réaction prépondérante.
Données : Constantes d'acidité de l'acide oxalique : pKa1 = 1.2 et pKa2 = 3.75
Acide oxalique = H2C2O4 = AH2 .
Hello !
Ouille, avec des diacides je n'ai jamais fait !
Bon, essayons... !
Le 1) d'abord :
Je peux déjà écrire les 2 équations suivantes :
Echelle d'acidité des couples :
On en déduit la réaction prépondérante (acide le plus fort, base la plus forte) :
, avec une constante d'équilibre très supérieure à 1 (K1 = 355 environ)
Je m'aventure donc () à ne garder que la réaction (1) et à négliger la (2).
Hypothèses :
Tous les AH2 introduits ont été transformés en AH-
On a donc [H3O+] = C1
D'où pH = 1.
Vérification des hypothèses :
A : je ne vois pas comment faire :-/
B :
Je pense qu'il y a énormément de choses à redire (le résultat est peut-être tout faux...) sur ce que j'ai écrit, mais ça m'a posé plein de questions :
- Pourquoi ne pas prendre H3O+ comme acide le plus fort pour la réaction prépondérante ?
- Et surtout, comment formuler les bonnes hypothèses ? J'ai vraiment du mal avec ça... !
Bref comme tu pourras le constater, il y a du boulot !
OK OK, pas difficile mais obligatoire question méthode !Je peux déjà écrire les 2 équations suivantes :
Confusion énorme entre les Ka, et pKa... C'est pKa qui doit être fortement supérieur à 1, et la c'est pas le cas...On en déduit la réaction prépondérante (acide le plus fort, base la plus forte) :
Bon, je crois que ce n'est pas vraiment le type d'exercices que tu m'avais demandé... J'en ai un plus dans l'optique :
Utilisation de la méthode de la réaction prépondérente pour calculer le pH d'une solution de volume V = 500.0 mL obtenue en dissolvant 0.05 moles d'acide formique (pKa1 = 3.75) et 0.05 mole d'ammoniac (pKa2 = 9.25).
La méthode :
1 Faire l'inventaires des espèces.
2. Identifier la réaction prépondérente :
=======> si elle est quantitative, faire le bilan de matière après réaction, et reprendre ce "schéma" du début.
=======> non quantitative ? résoudre l'équation obtenue avec d'éventuelles approximation.
3. Vérifier la validiter des hypothèses.
A TOI DE JOUER !
Hein ? Je pensais bien qu'il y avait des erreurs dans ce que j'avais fait, mais là ... ??Envoyé par benjy_star
Si K est très grand, la réaction est totale, non... ?
La réaction prépondérante c'est bien la réaction entre l'acide le plus fort et la base la plus forte ?
C'est donc la réaction qui a la constante d'équilibre la plus élevée.
Ici puisque la réaction prépondérante peut être considérée totale (K = 355), on peut simplifier en supposant qu'à l'état final il n'y aura plus de AH2 ni de A2-, et on en déduit donc que tous les AH2 se seront transformés en AH-, qui eux-mêmes se sont formés en égale quantité avec les ions H3O+, si on néglige la réaction (2).
Et sinon, tu as tapé exactement dans le style d'exercices qu'il me fallait.
(le dernier que tu as donné convient parfaitement aussi)
J'aimerais bien que tu m'expliques ce qui ne va pas dans ce que j'ai écrit !
Merci !
Pas de soucis, j'ai peu le temps, là, je ne suis pas chez moi, mais ce soir, je fais mon possible ! J'ai fais une erreur, c'est bien le Ka qui doit être grand ! Bref, j'y reviens ce soir !
Pffffff... Désolé, je suis de nouveau Tonton depuis cette nuit, et j'ai 2 anniversaires, je m'y mets dès que possible !!
Voilà, j'ai trouvé où était ton erreur pour le premier exercice : la constante de la réaction que tu me donnes est fausse, je t'avais cru sur parole, pas bien !
En fait tu as :
K = Ka1 .Ka2 = 10-4.95
Soit une valeur très faible...
Je te laisse faire le deuxième exercice ou continuer le premier, comme tu le voudras, je suis un peu plus dispo ! A toi de jouer, "Tonton" !
Refaisons le calcul en live
Je veux calculer la constante d'équilibre de l'équation :
D'où
Soit K = 354,8 environ !
Là, je ne vois pas où est l'erreur !
Ah ok, j'étais parti sur l'équation :
AH2 + 2H2O ==> A- + 2H3O+ mes excuses !!
Bon, alors ton raisonnement est un peu "à l'envers", tu écris une réaction au hazard, lance une canstante et conclue...
Faisons les choses dans l'ordre : je cite mon exercice :
Il faut comprendre par là qu'on introduit dans de l'eau de l'acide oxalique sous la forme AH2.Déterminer le pH d'un solution d'acide oxalique de concentration c1
Partant de ce principe, tu en déduis une première réaction, surtout au vu de Ka1, qui laisse supposer une bonne dissociation de l'acide.
Ensuite, tu tentes une deuxième équation en partant des quantités que tu as trouvées, tu calcules les quantités qui ont réagi, et tu conclues...
Je n'ai pas choisi cette réaction au hasard, c'est bien la réaction prépondérante, non ?Ah ok, j'étais parti sur l'équation :
AH2 + 2H2O ==> A- + 2H3O+ mes excuses !!
Bon, alors ton raisonnement est un peu "à l'envers", tu écris une réaction au hazard, lance une canstante et conclue...
OK, alors c'est reparti, mais je sens que je suis sur terrain miné...Il faut comprendre par là qu'on introduit dans de l'eau de l'acide oxalique sous la forme AH2.
Partant de ce principe, tu en déduis une première réaction, surtout au vu de Ka1, qui laisse supposer une bonne dissociation de l'acide.
Ensuite, tu tentes une deuxième équation en partant des quantités que tu as trouvées, tu calcules les quantités qui ont réagi, et tu conclues...
1ère dissociation :
On néglige la réaction d'autoprotolyse.
On a donc
2ème dissociation :
La concentration initiale en HA- vaut A.
Si je ne considère que cette réaction, j'ai :
La "concentration apportée" en H3O+ par cette réaction est :
D'où
D'où pH = 1,08
Le problème c'est que là je n'ai pas parlé de la réaction prépondérante, et que j'ai négligé plein de trucs sans le dire... !
Ce serait la réaction prépondérent SI toutefois on avait eu des A- au départ, or, si tu relis bien, c'est pas le cas.Je n'ai pas choisi cette réaction au hasard, c'est bien la réaction prépondérante, non ?
Et hop ! une mines ! lol !OK, alors c'est reparti, mais je sens que je suis sur terrain miné...
1ère dissociation :
On néglige la réaction d'autoprotolyse.
On a donc
Bon, ta formule à la fin est fausse : tu as supposé que AH2 était à la concentration c1 , or c'est bien évidemment faux :
A recommencer en partant de là.
Aïe aïe... :'( tu pourrais me définir "réaction prépondérante" s'il te plaît ?
Arf, oui en effet...Et hop ! une mines ! lol !
Bon, ta formule à la fin est fausse : tu as supposé que AH2 était à la concentration c1 , or c'est bien évidemment faux :
A recommencer en partant de là.
J'ai donc
Je résous donc :
La première solution est clairement négative, on a donc :
On continue avec la réaction 2 :
On a donc de la même façon :
Au final,
C'est bon ?
Ce qui me chagrine, c'est que je suis sensé utiliser la méthode de la réaction prépondérante, mais là je ne vois pas trop comment je l'ai appliquée !
Quand tu as différentes réactions possibles, la réaction prépondérente est celle qui rend, par sa constante, les autres négligeables.Aïe aïe... :'( tu pourrais me définir "réaction prépondérante" s'il te plaît ?
La petite erreur que tu fais, c'est qu'au départ on n'a pas de A2-, on ne peut donc pas considérer cette réaction.
Mais elle serait prépondérente si au début on avait mis en quantité non négligeable AH2, AH- et A2- ...
Très bien ! Ce qui nous donne un pH = 1.27...Arf, oui en effet...
J'ai donc
Je résous donc :
La première solution est clairement négative, on a donc :
Est-ce si différent de pH = 1,27 ? Quel pourcentage de différence ? Y'avait-il donc une réaction négligeable ? Capitale du Pérou ? Etait-ce prévisible dès le départ ?Au final,
Ok !!Quand tu as différentes réactions possibles, la réaction prépondérente est celle qui rend, par sa constante, les autres négligeables.
La petite erreur que tu fais, c'est qu'au départ on n'a pas de A2-, on ne peut donc pas considérer cette réaction.
Mais elle serait prépondérente si au début on avait mis en quantité non négligeable AH2, AH- et A2- ...
Non !
2,4 % !
La 2ème dissociation est négligeable !
Lima !
Oui chef ! (car l'écart entre les 2 pKa est assez grand, donc on pouvait négliger la 2eme réaction)
Je vais essayer de faire le suivant maintenant !
Très bien ! Je voulais surtout "Lima", le reste était moins important...
Ok, allons-y :
Au départ, dans mes 20 mL de solution, j'ai pH = [H3O+] = 1,24
Soit nH3O+ = c1 * V1 = 10-1,24 * 0.0200 = 1,15 10-3 mol
nHO- = c2 * V2 = 0.20 * 0.0050 = 1,0 10-3 mol
nAH2 = 10-2,48
J'ai une quantité non négligeable de H3O+ et de HO-
Ma réaction prépondérante est donc :
La constante d'équilibre de
est de
Et celle de :
Mais puisque les HA2 ont pratiquement tous disparus, je peux donc la négliger.
Mais si je prends :
Si je néglige ces réactions, je peux toute les négliger.
Je ne garde donc que (1).
On la considère comme totale, ce qui nous fait nH3O+final = nH3O+initial - nHO-initial = 1,5 10-4 mol (car les H3O+ sont en excès)
D'où
Non, pas les mines, pitié !!
Et pourtant !Non, pas les mines, pitié !!
Je te rappelle la méthode OLIGATOIRE :
Tu m'as parlé d'une quantité de H3O+, tu as donc considéré l'acide la plus fort. Mais une fois que tu l'auras consommé, il faut bien de dire que le AH2 va se redissocier, et que OH- va réattaquer H3O+ etc...La méthode :
1 Faire l'inventaires des espèces.
2. Identifier la réaction prépondérente :
=======> si elle est quantitative, faire le bilan de matière après réaction, et reprendre ce "schéma" du début.
=======> non quantitative ? résoudre l'équation obtenue avec d'éventuelles approximation.
3. Vérifier la validiter des hypothèses.
Bref, tu t'es compliqué la vie. Le plus simple, c'est de te tenir aux espèces que l'on te donne, à savoir AH2, H2O, OH-.
Après seulement, tu peux continuer...
Un jour, j'y arriverai...
A l'état initial :
Nombre de moles de
Nombre de moles de
La réaction prépondérante est :
Elle est totale.
Le réactif en excès est
On a donc au final 0.0010 mol de
Soit une concentration de
Réactions suivantes :
On a
d'où
=> pH = 1,69
Et la concentration finale en HA- vaut donc
Vérification : en négligeant (2) on néglige les H3O+ apportés par cette réaction. Ils sont fabriqués en même quantité que les A2-.
On a donc supposé que la concentration finale en A2- était négligeable.
Or, cette concentration vaut
(boum ?
PAs du tout !!!(boum ?
Très très bien ! Je crois que tu as saisi le truc... Je te reposte le deuxième exercice, pour faciliter la lecture...
Utilisation de la méthode de la réaction prépondérente pour calculer le pH d'une solution de volume V = 500.0 mL obtenue en dissolvant 0.05 moles d'acide formique (pKa1 = 3.75) et 0.05 mole d'ammoniac (pKa2 = 9.25).
La méthode :
1 Faire l'inventaires des espèces.
2. Identifier la réaction prépondérente :
=======> si elle est quantitative, faire le bilan de matière après réaction, et reprendre ce "schéma" du début.
=======> non quantitative ? résoudre l'équation obtenue avec d'éventuelles approximation.
3. Vérifier la validiter des hypothèses.
Yess !
Juste une précision quand même, avant de passer au suivant (que je ferai demain)
Qu'apelles-tu exactement "réaction quantitative / non quantitative" ?
Merci en tous cas !!
Ah ok ! C'est simplement une réaction totale ou non. Donc si K = 1 000 000, là elle est quantitative, et on n'a pas besoin d'utiliser K pour calculer les espèces après réaction.
OK ! Au suivant alors !
On a au départ :
L'échelle d'acidité nous donne la réaction prépondérante :
Par contre, pKA2 est associé à quoi ? A la réaction d'hydrolyse de NH3 ? (qui donne NH2- ? NH4+ )
C'est quoi le couple mis en jeu ici ? (j'ai pas envie d'écrire n'importe quoi, je vais attendre la réponse
OK, pas de soucis, très bien !L'échelle d'acidité nous donne la réaction prépondérante :
Oula, surtout pas ! Tu fais bien de poser la question.Par contre, pKA2 est associé à quoi ? A la réaction d'hydrolyse de NH3 ? (qui donne NH2- ? NH4+ )
Petit rappel : dans le cas de l'eau (et on peut extropler à touts les solvants, comme l'acide acétique) l'acide le plus fort qui puisse exister est H3O+ et la base la plus forte OH-.
Le pKa de NH3/NH2- est de l'ordre de 35, NH2- est donc une base plus forte que l'eau et on aura forcément la réaction :
H2O + NH2- --> OH- + NH3
CH3COOH, dans l'eau, est partiellement dissocié, il est reste donc en milieu aqueux DONC CH3COOH est moins fort que l'eau et est donc un acide faible.
HCl a un pKa négatif, il est donc plus fort que l'eau et ne peut exister en milieu aqueux, c'est pour ça qu'il est totalement dissocié...
C'est plus clair ? C'était une bonne question au final !
Waow, je viens de comprendre plein de choses là !Oula, surtout pas ! Tu fais bien de poser la question.
Petit rappel : dans le cas de l'eau (et on peut extropler à touts les solvants, comme l'acide acétique) l'acide le plus fort qui puisse exister est H3O+ et la base la plus forte OH-.
Le pKa de NH3/NH2- est de l'ordre de 35, NH2- est donc une base plus forte que l'eau et on aura forcément la réaction :
H2O + NH2- --> OH- + NH3
CH3COOH, dans l'eau, est partiellement dissocié, il est reste donc en milieu aqueux DONC CH3COOH est moins fort que l'eau et est donc un acide faible.
HCl a un pKa négatif, il est donc plus fort que l'eau et ne peut exister en milieu aqueux, c'est pour ça qu'il est totalement dissocié...
C'est plus clair ? C'était une bonne question au final !
Mais alors, le pKa que tu m'as donné, c'est celui de NH4+/NH3 ?
Ha si quand même, un truc que je ne comprends pas :
Si je fais l'échelle d'acidité, on voit bien que tous les acides sont plus forts que l'eau, et toutes les bases sont plus fortes que l'eau, non ?
Comment CH3COOH pourraît-il être moins fort que l'eau ?
pKa2 correspond bien au couple NH4+/NH3 !
Alors attention ! Un acide plus fort que l'eau a un pKa inférieur à 0 et une base plus forte que l'eau a un pKa supérieur à 14.Si je fais l'échelle d'acidité, on voit bien que tous les acides sont plus forts que l'eau, et toutes les bases sont plus fortes que l'eau, non ?
Comment CH3COOH pourraît-il être moins fort que l'eau ?
Rappel : plus le pKa est faible, plus l'acide est fort (car le Ka est élevé), plus le pKa est grand, plus la base est forte (parce que Ka faible)
Je te donne en exemple cette échelle de pH.
Exemple :
HCl/Cl---H3O+/H2O ---CH3COOH/CH3COO----H2O/OH----etc...
Tu vois qu'entre l'acide acétique est faible parce qu'entre les couples de l'eau. HCl qui est à l'extérieur est fort, tellement fort qu'il ne peut exister en milieu aqueux et se dissocie totalement et donne la base stabilisée Cl-.
Si tu as encore des questions, profite-en !!
pKa2 correspond bien au couple NH4+/NH3 !
Alors attention ! Un acide plus fort que l'eau a un pKa inférieur à 0 et une base plus forte que l'eau a un pKa supérieur à 14.
Rappel : plus le pKa est faible, plus l'acide est fort (car le Ka est élevé), plus le pKa est grand, plus la base est forte (parce que Ka faible)
Je te donne en exemple cette échelle de pH.
Exemple :
HCl/Cl---H3O+/H2O ---CH3COOH/CH3COO----H2O/OH----etc...
Tu vois qu'entre l'acide acétique est faible parce qu'entre les couples de l'eau. HCl qui est à l'extérieur est fort, tellement fort qu'il ne peut exister en milieu aqueux et se dissocie totalement et donne la base stabilisée Cl-.
Si tu as encore des questions, profite-en !!
Je vais en profiter alors
Si je lis l'échelle d'acidité comme on m'a appris à la lire, on ne devrait pas plutôt dire que HCl est plus fort que H3O+ ?
Et que NH2- est une base plus forte que HO- ?
Quand je fais l'échelle d'acidité, H3O+ est tout à gauche dans la classification des acides.
HO- est tout à droite dans la classification des bases.
Les acides les plus forts sont à gauche, les bases les plus fortes sont à droite.
Si le pKa de HCl/Cl- est inférieur à 0, j'aurai bien HCl à gauche de H3O+ ! Donc HCl sera un acide plus fort que H3O+ (qu'il soit plus fort que H2O est "banal", non ? puisque H2O est tout à droite), et c'est pour cela qu'il n'existera pas en solution aqueuse... Et idem pour les bases !
Bon, je reprends :
On a au départ :
L'échelle d'acidité nous donne la réaction prépondérante :
On obtient
Autres réactions possibles :
Je néglige donc (1) et (2)
La réaction prépondérante est totale.
Les réactifs ont été introduits "dans les proportions stoechiométriques".
Au final, j'ai donc :
Et on recommence !
Sauf que cette fois la réaction prépondérante est la réaction inverse de tout à l'heure, et cette réaction ne se fait donc presque pas : je peux dire que j'ai atteint l'état final.
Donc vu que je ne suis pas très avancé, je reprends au début en ne négligeant plus la réaction (1).
Je veux donc calculer la concentration en HCOOH à l'issue de la réaction (0).
Ces concentrations sont des approximations mais je peux les garder car l'erreur commise se situe à "beaucoup" de décimales après la virgule
J'ai donc
Finalement,
D'où pH = 10,25
Vérification des hypothèses :
On a supposé que le nombre de moles apportés en HO-, ou en NH4+, par la réaction (2) était négligeable.
Or on a
Bon, j'espère ne pas m'être trompé !
Ce qui me chiffone toujours c'est qu'on utilise en partie les hypothèses (qui peuvent être fausses) pour vérifier ces mêmes hypothèses (ici, je considère la réaction (0) comme totale afin de pouvoir calculer les réactifs qui restent après la réaction... comment contrôler l'erreur faite avec cette approximation ?)... ce qui n'est pas très logique ! Enfin bon, soit je me suis trompé, soit je devrais bien m'y faire !
