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Différent calcul du pH
Bonsoir,
Dans mon cours j'ai étudié le calcule du pH d'une solution d'acide fort ou de base fort :
pH = -Log([H3O+])
pH = 14 + log([HO-])
Pour les solutions acides faibles /base faibles
pH = Pka + log(Base/Acide)
Nous avons également vu que si pH > Pka + 1 alors aicde négligeable et si pH < Pka - 1 alors base négligeable.
Donc si l'acide est négligeable alors
pH = Pka + log(Base/0) : Aucun sens, division par 0 impossible.
Donc si la base est négligeable alors
pH = Pka + log(0/ acide) : Aucun sens, log de 0 impossible.
J'ai donc chercher sur internet j'ai vu que pour solution d'acide faible :
pH = 1/2Pka - 1/2log([Ca]) ( Ca = Cfinal ?)
Et pour base faible :
pH = 7 + 1/2Pka + 1/2log([Cb]) ( Cb = Cfinal ?)
Pour les 2 dernières formules, je ne comprends pas d'ou elle viennent et dans quel cas je peut les utiliser, merci de m'éclairer, bonne soirée. De plus dans quel cas puis-je les utiliser ?
Dans mon cours j'ai étudié le calcule du pH d'une solution d'acide fort ou de base fort :
pH = -Log([H3O+])
Ceci est une définition générale du pH est s'applique donc à toutes les solutions aqueuses.
pH = 14 + log([HO-])
Applicable à toutes les solutions aqueuses à 25°C
Il semble que pour toi, le terme " négligeable " soit synonyme de " égal à zéro".
Il n'en est rien.
Quand une quantité " b " est négligeable devant une quantité " a " cela signifie que :
a
b 
a mais en aucun cas que a/b = a/0
En fait dans ce cas plus b s'approche de 0 et plus a/b devient grand (en valeur absolue).
Pour un acide AH en solution aqueuse :
AH + H2O = A- + H3O+
La constante d'acidité associée à cet équilibre est :
et en passant aux logarithmes l'égalité précédente devient:
Imaginons que [A-] = 104[AH] on aura :
pH = pKa + 4
Cette relation est tout à fait valide même si on est tenté de négliger [AH] devant [A-]
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Soit le tableau d'avancement concernant les concentrations pour une solution aqueuse d'acide de concentration initiale c ( en mol/L) . On néglige l'autoprotolyse de l'eau
Pour calculer en toute rigueur le pH, il faut d'abord résoudre une équation du 2e degré concernant [H3O+]
Mais si la réaction est peu avancée on pourra négliger x devant c et obtenir :
pH = 1/2 (pKa - log (c))
Pour les bases on peut faire une démonstration de même type.
On pourra appliquer ces relations si on peut négliger le nombre de molécules dissociées devant le nombre initial de molécules ce qui est très souvent le cas.
Je vois, négligeable n'est pas synonyme de 0.
Par contre si pH = -log[H3O+] est tout le temps utilisable a quoi sert :
pH = Pka + log(Base/Acide)
pH = 7 + 1/2Pka + 1/2log([Cb])
pH = 1/2Pka - 1/2log([Ca])
Si on a déjà une formule pour le calcul du pH, et que avec Ka (ou Kb) on peut trouver un peut prés toute les concentration de notre solution, a quoi servent ces formules ?
Si on a déjà une formule pour le calcul du pH, et que avec Ka (ou Kb) on peut trouver un peut prés toute les concentration de notre solution, a quoi servent ces formules ?
Chacune de ces "formules" a un domaine d'application qui lui est propre et qui facilitent le calcul dans les limites de ce domaine d'application.
Sans compter que n'est évoqué ici que le cas simple de solutions aqueuses contenant un acide ou une base, mais il y a des cas plus complexes avec des mélanges de différentes espèces où certaines de ces "formules" rendent bien service.
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