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Problème avec le pH

Posté par
Samiiia
15-11-14 à 00:29

Bonsoir,

J'ai beaucoup de soucis à trouver la méthode pour résoudre ce genre de QCM :

- On neutralise une solution à 1,0.10-1 d'ammoniac (NH3) par une
solution d'acide chlorhydrique. On admet que les variations du volume
total sont négligeables. Il en résulte que le pH de la solution est
égal à 10,5 après addition de 2,0.10-2 mole d'acide. Vrai ou Faux ?

On donne pour l'ammoniac à 25 °C : pKa = 9,2


Avec le même énoncé, on demande si le pH est égal à 9,2 après addition d'une quantité totale de 5,0.10-2 mole d'acide chlorhydrique.


Je voulais aussi savoir si le pH que j'avais trouvé était juste pour un autre exercice.

Le pH d'une solution aqueuse d'acide maléique, diacide noté H2A à
1,0.10-3 mol.L-1 est égal à 4,2. Vrai ou faux ?

On donne pour l'acide maléique à 25 °C : pKa1 = 2 et pKa2 = 6,4


J'ai trouvé un pH beaucoup trop acide je pense, d'où mes doutes, pH = 1,5.

Merci d'avance et bonne soirée !

Posté par
coriolan
re : Problème avec le pH 15-11-14 à 10:58

bonjour
Dans la première partie
faire un tableau d'avancement.
calculer ensuite  pH= pKa +log([NH3]/[NH4+])  
puisqu'il n' y a pas de variation de volume,[NH3]/[NH4+] = n(NH3)/n(NH4+)

pour n(HCl)= 5.10-2 mol,on peut se dispenser du calcul:
on constate que la moitié de NH3 sera transformée en NH4+.On est à la 1/2 équivalence donc pH=pKa=9,2

Deuxième partie


on a affaire à un diacide faible.Le pH sera de toutes façons supérieur à celui d'un acide fort de même concentration donc pH> 3 .Ton résultat pH=1,5 est à rejeter

on constate que les pKa sont éloignés pKa2-pKa1 >4 on peut faire l'hypothèse que la première acidité fournira la quasi totalité des protons.
Cela revient à dire que cet acide se comporte comme un monoacide faible de pK=2
l'équation de réaction est
H2A  +H2O  = HA-   +H3O+   (pKa1)
on considère que la réaction AH- +H2O  =A2-+ H3O+   (pKa2= est négligeable devant la précédente.

Comme le PKa1 est petit ,cela signifie que la première acidité n'est pas très faible.Autrement dit,cet acide doit être bien dissocié.On ne peut pas utiliser la formule simplifiée du calcul du pH d'un acide faible.
Il faut donc résoudre l'équation du second degré  à partir de Ka= [HA-]*[H3O+]/[H2A]=x2/(C-x)      C étant la concentration initiale en acide maléique



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