salut !

1) reprends la définition, pour toute solution acide ou basique cela convient

2) j'ai un peu de mal à saisir ta question. Dès que tu as une acidité par exemple tu as les ions oxoniums... Donc un Ke.

3) une solution sera toujours aqueuse pour toi, ne t'embarrasse pas des autres. Ensuite les cas sont variables

4) non ce ne sont pas les dilutions qui font la force mais les espèces chimiques mises en jeu. Il faut simplement regarder si la réaction est totale ou non

C'est déjà ok jusque là ?

Meerci beaucoup beaucoup d'avoir répondu.

Pour la question 1, j'ai un problème, j'ai un problème avec les Ke et le pKe, je crois. Dans mon livre, c'est écrit :
"On constate expérimentalement que le produit des concentrations en ions oxonium H3O+ et en HO- est toujours égal à une constante. Cette constante, sans dimension, est notée Ke et est appelée produit ionnique de l'eau. Sa valeur numérique dépend de la température"
Et là, Mince :/ J'ai encore 1 problème :
Si Ke change selon la température, alors le concentration en H3O+ par rapport à la concentration en HO- change aussi selon la température... Enfin je crois, mais je suis un peu perdu. Comment ça se fait qu'on appelle cela constante? Et comment ça se fait que les concentrations d'ions changent aussi selon la température?"

Désolé, si je pose pleins de questions. Mes profs me disent que je pose trop de questions, et que je suis trop méticuleux. Mais j'ai besoin que tout soit clair dans ma tête, encore merci d'avoir pris le COURAGE de me répondre...

2) et 3) Je crois que c'est OK. En gros les solutions acides ou basiques sont aqueuses et voilà...

4) En gros il faut se référer au type de réaction, et puis voilà....

Mais la 1, j'ai encore un petit problème. Désolé... J'ai du mal à comprendre la définition des Ke et des pKe... Encore merci d'avoir répondu. Vous m'aidez beaucoup...

1) Ke dépend de température (si on parle bien de la constante d'équilibre standard, mais ce genre de raffinement vient après). Par contre elle peut s'exprimer en fonction des activités, donc des concentrations pour les solutés. Les concentrations prennent alors une valeur telle que la constante d'équilibre soit vérifiée.
Il ne faut pas oublier qu'il s'agit d'une constante d'équilibre

Tes questions sont très intéressantes et bien posées, et ça mérite qu'on s'attache à y répondre

2) 3) oui après tout dépend du solvant mais franchement les problèmes avec les solutions aqueuses sont largement suffisants

4) pour toi qu'est-ce-qu'un acide faible ou une base forte par exemple ?
Il faut que tu lies ça à une dissociation totale ou partielle dans le solvant

Merci du compliment.

Je crois qu'un acide faible est un acide tel que son pH vérifie 3,5<pH<7
Et une base forte est selon moi une base tel que son pH vérifie 10,5<pH<14, je pense... Mais je ne suis pas sûr. Ensuite je crois qu'une réaction totale est très rapide,... et une réaction partielle est très lente...

Corrigez-moi si je suis en faute...

Je sais que vous m'aidez bénévolement. Je vous en suis reconnaissant. Mais si ça ne vous dérange pas est-ce que vous pourriez m'aider à comprendre les problèmes de mes questions 5) à 6)?

5) Pour classer les acides et les bases, je pars de ce principe, mais je ne sais pas si j'ai raison :
Un acide fort a un pH<3,5
Un acide faible a un pH tel que : 3,5<pH<7
Une solution neutre a un pH=7
Une base faible a cela : 7<pH<10,5
Une base forte a cela : 10,5<pH<14
Mais je ne sais pas si j'ai raison. :/

6)Pour les équations chimiques, si on a ça :
(acide fort)+(base faible)
Alors c'est bien l'acide fort qui prend le dessus, donc on parle que de Ke, et pas de Ka?
C'est une réaction totale, et pas un équilibre chimique?
(acide fort)+(base faible) -> (acide faible)+(base forte)
et non pas (acide fort)+(base faible)=(acide faible)+(base forte)??

7) Ma prof m'a donné cette formule pour une solution acide forte :
pH=-log[Ca]
[Ca], étant la concentration en acide a, acide fort... Oui mais si cet acide fort seul, acide fort a n'a pas le même pH qu'un autre acide fort a2 par exemple. On aura aussi :
pH=-log[Ca2]
Si on part de ce raisonnement, on a :
-log[Ca]=-log[Ca2]
Mais si les acides forts seuls a et a2 n'ont pas le même pH, je ne comprend pas. Ou alors tous les acides a ou a2, ou bref tous les acides forts ont le même pH. Mais quel est alors la valeur de ce ph commun à tous les acides, peut-être 0, zéro,... ?

je réponds juste aux premières questions pour éviter les énormes pavés, pas très pratique de là où je t'écris

4) non raisonne davantage en termes de dissociations totale ou partielle

5) globalement c'est convenable

6) non tu peux calculer le Ka pour la réaction que tu décris, mais tu as aussi un Ke qui intervient. Pars de la définition de ces deux constantes

7) j'ai pas très bien suivi là par contre

Encore merci de m'avoir répondu.
Donc, pour les questions 1)2)3)4)5), tout est OK.

Mais pour la 6), problème. Partons d'un exemple :
Soit un couple acido-basique fort HNO3/NO3-
Et soit un couple acido-basique faible CH3CO2H/CH3CO2-

On a la réaction suivante :
HNO3(aq) + CH3CO2-(aq)  -->   NO3-(aq)+ CH3CO2H(aq)

La réaction est (il me semble) totale.

A la fin de la réaction on considère par exemple cela  [NO3-]= 1 mol.L-1
et [CH3CO2H] = 1 mol.L- et puisque la réaction est totale [HNO3]=[CH3CO2-]=0

Et là Ke, je ne sais pas le calculer... En même temps il n'y a pas de HO- ni de H3O+ . Mais cette réaction est peut être possible.
De plus, pour le Ka, c'est pareil, je n'ai pas de H30+... Alors que la formule est :
([H3O+]*[CH3CO2-])/([CH3CO2H]). Et pour le pH, je ne sais pas le calculer non plus.

Si ça se trouve c'est la réaction que j'ai inventée qui est fausse...
Donc ma problématique est : "COMMENT TROUVER LE Ke, LE Ka, ET LE pH DE CERTAINES SOLUTIONS, COMME LA SOLUTION DE L'EXEMPLE?"

7) Ce que je veux vous demander, c'est cela :
Prenons l'exemple de 2 acides forts. Par exemple H3O+ , HNO3
On a deux solutions. Voici la première par exemple :
Première solution : une solution où il n'y a que des ions H30+
avec [H3O+]=1 mol.L-1
Et la deuxième solution : une solution où il n'y a que des éléments HNO3 avec [HNO3]=1 mol.L-1

Le pH  de la première solution sera égal à pH=-log[H3O+]=-log(1)=0
Le pH de la deuxième solution sera égal à pH=-log[HNO3]=-log(1)=0
Les pH des solutions sont tous les 2 égaux... Donc s'ils sont égaux cela veut dire que les pH des deux solutions "pures" d'acide fort sont égaux. (Quand je dis "pures", cela veut dire pour moi : des solutions où il n'y a qu'une sorte d'élément, H3O+ pour la première solution par exemple. En effet H3O+ est "seul" dans la première solution)
Mais, est ce que toutes les solutions "pures" d'acide fort, c'est-à-dire tous les acides forts "seuls" ont tous le même pH? Si c'est vrai la relation pH=-log[acide fort] est cohérente, et je la comprendrais. Or si tous les acides forts "seuls" n'avaient pas le même pH, et c'est ce que je me disais quand j'apprenais mon cours, je ne comprendrais pas cette relation.
Donc ma problématique est : "EST-CE QUE TOUS LES ACIDES FORTS "SEULS" ONT LE MÊME pH? ET SI CE N'EST PAS LE CAS, COMMENT LES RELATIONS COMME : "pH=-log[acide fort]" SERAIENT POSSIBLES?"

Voilà tout. J'ai essayé d'être le plus clair possible, Vraiment. Encore merci de me consacrer du temps.

Ok pour les cinq premières questions.

6) Mais le Ke ne se calcule pas... Le Ke est une constante parfaitement bien définie
HNO₃ va se dissocier dans l'eau Il ne sera pas sous cette forme lors de la réaction

7) c'est purement hypothétique et ça n'arrive jamais à une telle extrémité dans la réalité. Au passage une solution à 1 mol/L d'acide est très loin d'être pure

6) Donc en fait avant le début de la vraie réaction, le réactif fort (acide ou basique) se mélangera d'abord avec l'eau pour donner l'un des VRAI réactif de l'équation? Et avant le début de la vrai réaction, le réactif faible se mélange aussi à l'eau?

7) Donc on suppose que tous les acides forts purs ont le même pH=0 , et toutes les bases fortes pures ont toutes le même pH=14 ?

6) c'est fonction du pKa de la réaction, mais oui normalement tu as des réactions principales et d'autres qui sont secondaires.
Mais ici je vois davantage les ions oxoniums réagir avec ton acide faible

7) on va dire ça mais comme je te dis... Pour arriver à de telles concentrations en ions oxoniums dans une solution

OK OK, j'ai compris. merci merci et encore merci, vraiment. C'était très gentil de votre part de me consacrer votre temps, sincèrement. Je ne vous connais pas, mais si ça se trouve, plus tard quand j'aurais fait ma vie, ce sera peut-être grâce à vous que je l'aurais réussie, si je la réussis. En tous cas encore merci beaucoup...

je t'en prie, bon courage et bonne continuation

Mais j'espère que tu réussiras sans moi quand même