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Calcul acido-basique

Posté par
iSteelZ 12-04-15 à 14:42

Salut !

J'essaie de faire un bête exercice de chimie et pourtant j'arrive à un résultat qui me paraît plutôt étrange.

On étudie l'acide formique HCOOH qui a un pK_{a} = 3.8, et on veut savoir quel est le pH d'une solution aqueuse dont la concentration initiale est de c_{0} = 10^{-1} molL^{-1}.

J'ai fait un tableau d'avancement et, a l'équilibre : [HCOO^{-}] = [H_{3}O^{+}] = \xi et donc [HCOOC] = 10^{-1}-\xi.

On a pK_{a} = \frac{[HCOO-][H_{3}O^{+}]}{[HCOOH]} = \frac{\xi^{2}}{10^{-1} - \xi} = 3.8.

En résolvant, on trouve \xi = 3.9 .10^{-3}, soit pH = 3,41 avec un taux de dissociation \alpha = 100 \frac{\xi}{10^{-1}} = 3.9.

Pourtant, le pKa de cet acide est peu élevé, alors l'acide devrait être fort ? Pourquoi la reaction n'est-elle donc pas totale ? Est-ce que j'ai fait une erreur dans mon raisonnement ?

Merci d'avance,

Posté par
picardre : Calcul acido-basique 12-04-15 à 14:58

Bonjour.

Etourderie !!!

Vous confondez Ka et pKa...
\dfrac{[HCO_2^-][H_3O^+]}{[HCO_2H]} = 10^{-3.8}   et non  \dfrac{[HCO_2^-][H_3O^+]}{[HCO_2H]} = 3.8

En rectifiant, j'obtiens pH = 2.4

A plus.

Posté par
iSteelZre : Calcul acido-basique 12-04-15 à 15:03

Étourderie en recopiant mon brouillon, j'avais bien écrit ce que vous avez écrit ! Et étourderie en recopiant le pH, j'ai bien trouvé un pH = 2.41, désolé pour ça !
Mais du coup, comment ça se fait que ma réaction est loin d'être totale ?

Posté par
picardre : Calcul acido-basique 12-04-15 à 15:12

Citation :
Mais du coup, comment ça se fait que ma réaction est loin d'être totale ?
L'acide méthanoïque n'est pas un acide fort ; à concentration égale il est plus fort que l'acide éthanoïque (pKa = 4.8 et pH = 2.9 pour une solution décimolaire), mais ça reste un acide faible.

Que dire de plus...que le coefficient de dissociation augmente avec la dilution peut-être ? Que voulez vous montrer au juste ?


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