Bonjour!
J'ai du mal avec un exercice censé m'aider à réviser le programme de terminale, et dont je n'ai pas la correction...
Enoncé :
Prévoir le pH d'une solution aqueuse d'acide éthanoique CH3COOH (aq) de concentration c=1,0.10^-2 mol/L, connaissant le pKa du couple CH3COOH/CH3COO- à 25°C : 4,8.
Mon début de réflexion :
Je supposele volume total de 1L.
L'équation de réaction est CH3COOH(aq) + H2O(l) <-> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
L'acide éthanoique est un acide faible. Je ne peux donc pas supposer la réaction totale, il faut que je trouve la concentration en ions oxonium à l'équilibre.
Grâce aux coefficients de l'équation, je sais que [H30+]éq=[CH3COO-]éq.
La définition de Ka selon les concentrations est connue et j'écris : Ka = 2[H3O+]/c. On sait aussi que Ka = 10^-pKa. Je peux donc egaliser ces 2 expressions et isoler [H3O+]éq.
J'applique -log au résultat pour trouver le pH : -log[(10^-pKa * c)/2]
Cependant, je trouve 7,1 , ce qui me smeble assez incohérent... je cherche donc mon erreur... est-ce mon utilisation de c? Je l'ai utilisée comme la valeur de [CH3COOH]éq...
Merci d'avance pour votre aide
Bonjour
L'expression de Ka doit faire intervenir la concentration en ions oxonium au carré. Cette théorie simplifiée néglige l'influence de l'autoprotolyse de l'eau et doit conduire pour être correcte à un pH inférieur à 6,5 pour une solution acide. Cette théorie suppose aussi la concentration en ions ethanoate négligeable, ce qui suppose
pH<pKa-1.
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