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ajuster l'eau d'un aquarium
Bonjour/Bonsoir, je bloque sur mon exercice de chimie :
Le pH d'un aquarium vaut 8,0. on souhaite abaisser le pH à 6,5.
On a 100mL d'eau d'aquarium avec un pH de 8 et une solution d'acide chlorhydrique de concentration 0.63*10-5
J'ai commencé par calculer [H3O+] de l'aquarium, puis appliqué n=V*c avec V=0.1L pour trouver nd=1*10-9 mol (nd est donc le nbr de moles de H30+ de départ)
Je calcule ensuite [H3O+]finale pour trouver nf=1*10-9
Comment dois-je procéder ensuite pour trouver la quantité d'acide à ajouter à l'eau d'aquarium?
Salut,
ton nd=nf donc il n'y aurait à ajouter
je suppose que c'est une faute de frappe nd=10^-9 mol ok
Comment arrive tu a calculer nf alors que tu ne connais pas vf? ton aquarium est plein? je ne pense pas.
nf= Cf*vf = 10^-6.5*vf
Avec C=0.63*10^-5 et V le volume à verser
Cf= (Cd*Vd + C*V)/(Vd+V)
10^-6.5 = (10^-9 + 0.63*10^-5*V)/(0.1+V)
C'est une équation à une inconnue je te laisse finir
Bonjour,
Ce n'est peut-être pas aussi simple : une partie des ions H3O+ à ajouter doit réagir sur les espèces chimiques responsables de la basicité de la solution initiales : ions hydrogénocarbonate peut-être ? Ces ions ont un pouvoir tampon...
Bonjour Vanoise,
Tu as raison c'est simpliste comme raisonnement mais vu que l'énoncé ne donne pas de pKa et ou de concentration d'espèce chimique dans l'aquarium, je ne pense pas que l'exercice demande plus que ce que j'ai fait.
Tu as raison c'est simpliste
Pour être simpliste, c'est simpliste !
En tenant compte de l'équilibre entre le C02 dissous dans l'eau et le CO2 présent dans l'air, ainsi que des ions hydrogénocarbonate et carbonate que cela génère, la quantité d'acide que tu calcules fait baisser le pH de 8 à 7,94 seulement !
Ton acide chlorhydrique est tellement peu concentré que son pH (5,2) est voisin du pH que tu veux obtenir ; il en faut donc un volume énorme pour abaisser le pH de 100mL d'eau carbonatée de 8 à 6 :environ 7,3litres selon mes calculs!
Raisonner comme je l'ai fait en considérant que la valeur 8 du pH est imposée par seulement les espèces chimiques CO2aq, HCO3- et CO32- est sûrement une approximation. Cependant, on peut affirmer deux choses :
- la quantité d'acide que tu calcules fait baisser le pH de façon négligeable.
- pour obtenir une baisse significative de pH sans utiliser un volume de solution acide trop important, il faut utiliser une solution acide nettement plus concentrée.
J'imagine que ton professeur n'a pas l'intention de vous embarquer dans de telles considérations.
Imaginons donc que l'eau est protégée de toute influence du gaz carbonique (situation totalement irréaliste pour un aquarium) et que le pH de 8 soit imposée par la présence de soude à la concentration de cb=0,99.10-6mol/L.
Déjà une difficulté : à pH aussi proche de 7, il faut tenir compte des ions hydroxyde et oxonium fournis par l'autoprotolyse de l'eau. On a donc pour la solution initiale :
cb
[HO-]
Soit va le volume d'acide chlorhydrique introduit de concentration ca=63.10-7mol/L.
Autre difficulté : à pH = 6,5, il n'est pas possible de négliger la présence des ions hydroxyde créés par l'autoprotolyse de l'eau.
Bref : pour obtenir un pH de 6,5, le volume d'acide chlorhydrique à ajouter vaut :
va=21,2mL
Valeur assez éloignée de la tienne. C'est sans doute cette valeur qu'attend ton professeur.
P.S. À ceux qui auront la curiosité de vérifier la teneur de mon message précédent : comme je l'ai écrit : le volume de 7,3L fait passer le pH de 8 à 6. Pour le faire passer de 8 à 6,5 le volume à ajouter est égal à 3,8L.
En effet j'ai fais une faute de frappe pour nf
j'ai fais nf-nd pour avoir la quantité de matière manquante puis j'ai divisé le résultat par la concentration de l'acide chlorhydrique pour trouver le volume à ajouter
Essaye de retrouver le raisonnement conduisant à va = 21,2mL ; c'est probablement celui qu'attend ton professeur même si la situation n'est pas réaliste. S'il avait parlé dès le début de 100mL de solution de soude à 0,99.10-6mol/L et non de l'eau d'un aquarium, il n'y aurait rien eu à redire. Je trouve quand même que, pour un début de terminale, il y a plusieurs pièges à éviter...
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