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Acide/Base

Posté par
ListenAicha 11-04-16 à 14:47

Bonsoir,
J'ai un petit exercice que je n'arrive pas à résoudre.

On a dans un litre d'eau :
-  0,10 mol de NaOH
-  0,40 mol d'acide éthanoïque (pKa =4,8)
- 0,20 mol de sulfure de sodium (Na2S et l'ion sulfure S2-: pKa1 =7,0 et pKa2 =13,0)
- 0,20 mol d'acide chlorhydrique (HCl acide fort).

Trouver l'état final par la méthode citée plus haut.

L'exercice précédent était une pile dans un milieu basique qu'on devait schématiser et écrire la réaction de fonctionnement et montrer que la fém était indépendante de concentration.

Soit je ne comprends pas (fort probable ) soit la méthode "citée plus haut" n'a rien à voir et c'est une erreur de copier-coller comme mon prof à l'habitude de faire.

Merci d'avance !

Posté par
vanoisere : Acide/Base 11-04-16 à 17:45

Bonjour,

Citation :
soit la méthode "citée plus haut" n'a rien à voir et c'est une erreur de copier-coller comme mon prof à l'habitude de faire.

C'est l'hypothèse la plus probable ! C'est exercice n'a rien à voir avec l'oxydo-réduction.
Je crois que tu as intérêt à faire un inventaire des couples acide/base susceptibles d'intervenir en les classant en fonction de leurs pKa. Tu devrais aboutir à la conclusion qu'il est possible de calculer le pH en imaginant une succession de réactions quasi totales successives et indépendantes...

Posté par
ListenAichare : Acide/Base 11-04-16 à 17:53

Merci d'ores et déjà pour votre réponse.
J'ai fait une échelle de pKa comme nous avons l'habitude de faire ; cependant, je ne vois pas comment associer les "éléments" entre eux pour former des couples.

Acide/Base

Posté par
vanoisere : Acide/Base 11-04-16 à 18:13

C'est un bon début ! ajoute aussi le couple H30+/H20 (pKa = 0) et le couple H2O/HO- (pKa = 14)
Ensuite : la réaction prépondérante est celle entre l'acide introduit le plus fort et la base introduite la plus forte. Une fois cette réaction terminée, tu vas voir qu'il y a une seconde réaction prépondérante que l'on peut considérer comme indépendante de la première car  l'écart entre les constante d'équilibre est nettement supérieur à 1... Et ainsi de suite ; tu devrais obtenir le résultat quasiment sans calcul...
Voici un exemple fourni à un autre étudiant il y a quelque temps : il est un peu plus simple mais utilise le même principe. Les espèces initialement présentes sont écrite en rouge : pour cet exemple le mélange initial contenant les mêmes espèces sauf le suflure de sodium.

Acide/Base

Posté par
vanoisere : Acide/Base 11-04-16 à 18:26

Pour être plus précis : la solution tient en 4 tableaux d'avancement successifs très simples et un calcul :
pH = 4,8 +log(3)5,3

Posté par
ListenAichare : Acide/Base 11-04-16 à 18:26

Voilà mon échelle actualisée.
Cependant, je ne sais pas associer les composants ensemble, ils semblent être tous présents en même temps.

Acide/Base

Posté par
vanoisere : Acide/Base 11-04-16 à 18:38

acide le plus fort sur base la plus forte :
H30+ + HO- = 2H2O  réaction quasi totale car constante d'équilibre = 1014
Premier tableau d'avancement
acide chlorhydrique restant sur S2- :
H30+ + S2- = HS- + H20 réaction quasi totale... Second tableau d'avancement...
ions sulfure sur acide éthanoïque :
S2- + CH3CO2H = HS-+CH3CO2- réaction quasi totale.. Troisième tableau d'avancement...
Enfin : action des ions hydrogéno sulfure sur l'acide étanoïque restant :
HS- + CH3CO2H = H2S + CH3CO2- réaction quasi totale ; quatrième et dernier tableau d'avancement. Au final, la solution contient environ 0,1mol d'acide étannoïque et 0,3mol d'ions éthanoate ; le pH est imposé par l'équilibre entre cet acide et sa base conjuguée :

pH=pKa+\log\left(\frac{\left[CH_{3}CO_{2}^{-}\right]}{\left[CH_{3}CO_{2}H\right]}\right)

Posté par
ListenAichare : Acide/Base 11-04-16 à 19:10

vanoise @ 11-04-2016 à 18:38

acide le plus fort sur base la plus forte :
H30+ + HO- = 2H2O  réaction quasi totale car constante d'équilibre = 1014
Premier tableau d'avancement
acide chlorhydrique restant sur S2- :
H30+ + S2- = HS- + H20 réaction quasi totale... Second tableau d'avancement...
ions sulfure sur acide éthanoïque :
S2- + CH3CO2H = HS-+CH3CO2- réaction quasi totale.. Troisième tableau d'avancement...
Enfin : action des ions hydrogéno sulfure sur l'acide étanoïque restant :
HS- + CH3CO2H = H2S + CH3CO2- réaction quasi totale ; quatrième et dernier tableau d'avancement. Au final, la solution contient environ 0,1mol d'acide étannoïque et 0,3mol d'ions éthanoate ; le pH est imposé par l'équilibre entre cet acide et sa base conjuguée :

pH=pKa+\log\left(\frac{\left[CH_{3}CO_{2}^{-}\right]}{\left[CH_{3}CO_{2}H\right]}\right)


Je comprends la démarche tout ça mais comment obtenez vous le second avancement ? Vous l'avez déduit à base des couples A/B ?

Posté par
vanoisere : Acide/Base 11-04-16 à 19:25

chaque réaction étant quasi totale : chaque avancement est égal à la quantité de réactif limitant pour cette réaction.

Posté par
vanoisere : Acide/Base 11-04-16 à 19:38

Voici le premier tableau. J'espère que tu comprendras : sous chaque espèce figure la quantité à avancement de réaction nul et en dessous la quantité lorsque le réactif minoritaire est épuisé.
Première réaction :
\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \\ \hline \\ $H_{3}O^{+}$ & $HO^{-}$ & = & $2H_{2}O$ & \tabularnewline \\ \hline \\ \hline \\ 0,2 & 0,1 &  & - & \tabularnewline \\ \hline \\ 0,1 & $\approx0$ &  & - & \tabularnewline \\ \hline \\ \end{tabular}
Seconde réaction :
\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \\ \hline \\ $H_{3}O^{+}$ & $S^{2-}$ & = & $H_{2}O$ & $HS^{-}$\tabularnewline \\ \hline \\ \hline \\ 0,1 & 0,2 &  & - & 0\tabularnewline \\ \hline \\ $\approx0$ & $0,1$ &  & - & 0,1\tabularnewline \\ \hline \\ \end{tabular}
Je te laisse finir...

Posté par
ListenAichare : Acide/Base 12-04-16 à 09:48

vanoise @ 11-04-2016 à 19:38

Voici le premier tableau. J'espère que tu comprendras : sous chaque espèce figure la quantité à avancement de réaction nul et en dessous la quantité lorsque le réactif minoritaire est épuisé.
Première réaction :
\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \\ \hline \\ $H_{3}O^{+}$ & $HO^{-}$ & = & $2H_{2}O$ & \tabularnewline \\ \hline \\ \hline \\ 0,2 & 0,1 &  & - & \tabularnewline \\ \hline \\ 0,1 & $\approx0$ &  & - & \tabularnewline \\ \hline \\ \end{tabular}
Seconde réaction :
\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \\ \hline \\ $H_{3}O^{+}$ & $S^{2-}$ & = & $H_{2}O$ & $HS^{-}$\tabularnewline \\ \hline \\ \hline \\ 0,1 & 0,2 &  & - & 0\tabularnewline \\ \hline \\ $\approx0$ & $0,1$ &  & - & 0,1\tabularnewline \\ \hline \\ \end{tabular}
Je te laisse finir...


\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \hline $CH_{3}COOH$ & $HS^{-}$ & = & $H_{2}O$ &$S^{2-}$ \tabularnewline \hline \hline 0,4 & 0,1 & & - &0.1 \tabularnewline \hline 0.3 & $0$ & & - &0.2 \tabularnewline \hline \end{tabular}

Posté par
vanoisere : Acide/Base 12-04-16 à 13:05

bonjour
Tu as oublié une étape. Lorsque l'acide chlorhydrique a disparu, c'est bien l'acide éthanoïque l'acide le plus fort mais la base la plus forte correspond aux ions sulfure restants après réaction sur l'acide chlorhydrique. D'où le troisième tableau d'avancement :
\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \\ \hline \\ $CH_{3}CO_{2}H$ & $S^{2-}$ & = & $CH_{3}CO_{2}^{-}$ & $HS^{-}$\tabularnewline \\ \hline \\ \hline \\ 0,4 & 0,1 &  & - & 0,1\tabularnewline \\ \hline \\ $0,3$ & $\approx0$ &  & 0,1 & 0,2\tabularnewline \\ \hline \\ \end{tabular}
Une fois les ions sulfure devenus ultra minoritaires, la base la plus forte est l'ions HS- qui à son tour réagit sur l'acide éthanoïque restant de façon quasi totale, d'où le dernier tableau d'avancement :
\begin{tabular}{|c|c|c|c|c|} \\ \hline \\ $CH_{3}CO_{2}H$ & $HS^{-}$ & = & $CH_{3}CO_{2}^{-}$ & $H_{2}S$\tabularnewline \\ \hline \\ \hline \\ 0,3 & 0,2 &  & 0,1 & -\tabularnewline \\ \hline \\ $0,1$ & $\approx0$ &  & 0,3 & 0,2\tabularnewline \\ \hline \\ \end{tabular}
Cela conduit bien à :

\left[CH_{3}CO_{2}^{-}\right]=3\left[CH_{3}CO_{2}H\right]
d'où l'expression du pH...

Posté par
ListenAichare : Acide/Base 12-04-16 à 13:20

Bonjour !
Je comprends mieux, je vous en remercie mais au fond, qu'attend le correcteur du "Trouver l'état final" ? Juste un tableau d'avancement ?

Posté par
vanoisere : Acide/Base 12-04-16 à 14:15

Citation :
qu'attend le correcteur du "Trouver l'état final"

Souvent, il s'agit simplement de déterminer les quantités ou les concentrations des espèces présentes en quantités non négligeables. Dans ce cas,le tableau d'avancement final donne le résultat. S'il faut en plus déterminer les concentrations ou quantités des espèces ultraminoritaires, la connaissance du pH et des pKa permettent de les obtenir. Je donne l'exemple de la quantité restante de HS- :

pH=pKa+\log\left(\frac{\left[HS^{-}\right]}{\left[H_{2}S\right]}\right)=pKa+\log\left(\frac{n_{HS^{-}}}{n_{H_{2}S}}\right) \\ \\ \\ n_{HS^{-}}=n_{H_{2}S}\cdot10^{\left(pH-pKa\right)}=0,2\cdot10^{(5,3-7)}\approx4,0.10^{-3}mol \\

Posté par
vanoisere : Acide/Base 12-04-16 à 15:48

Voici le diagramme complet des couples acide/base...

Acide/Base

Posté par
ListenAichare : Acide/Base 17-04-16 à 18:43

Merci énormément vanoise pour toute l'aide ! J'ai encore quelques soucis pour placer les couples sur l'échelle (savoir lequel est acide/base, quelle est sa/son base/acide conjugué(e)) mais j'ai compris comment s'enchaîner les réactions.


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