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dissociation acide et ph
Bonjour, voici l'énoncé de mon exercice:
1) calculer le ph d'une solution d'acide nitrique NH03 (acide fort) initialement à 0.02 mol/L dans laquelle on introduit 1 g de potasse KOH solide. le volume de la solution est de 1340cm^3
2) on réalise le titrage de 100 cm^3 d'acide chlorhydrique à 0.1mol/L par une solution de soude à 0.5 mol/L.
calculer le ph obtenue par addition des volumes de titrant suivant: 10 cm^3; 19cm^3; 19,9cm^3; 20 cm^3; 20.1 cm^3; 21cm^3 puis tracer la courbe de dosage.
pour la question 1, je note cm=m/v =1/1340*10^-6*10^3=0.75 g/L
ensuite on note cm=M*c donc c=Cm/M =0.75/63=0.011 mol/L
NB: équation de la dissociation=HNO3+H20 (fléche simple car acide fort) NO3^-+H3O^+
donc concentration en H30+=C*coeff de dissociation or comme l'acide est fort, coeff de dissociation =1 d'ou, H30+=c d'ou ph=-log(c)= -log 0.011=1,96
pour la 2), l'équation de titrage est H3O+OH- fléche simple 2H2O (réaction inverse de l'autoprotolyse de l'eau car c'est une réaction entre un acide fort et une base forte donc les ions na^+et cl^- sont des ions spectateurs.
je donne maintenant les valeurs des ph et des volumes trouvés:
1: ph=1 et volume =0.1L (valeurs initial)
2: ph=1.04 et volume=0.11L
3: ph=1.09 et volume=0.129L
4: ph=1.15 et volume=0.1489L
5: ph=1.22 et volume=0.1689L
6: ph=1.30 et volume=0.189L
7: ph=1.32 et volume=0.21L
mes valeurs trouvés et mon résultats sont ils exact?
si vous constatez des erreurs n'hésitez pas à me les signaler et à me suggerer des pistes de résolutions
merci d'avance
Bonsoir
Pour la question 1 : tu calcule le pH de la solution d'acide nitrique seule. On te demande le pH de la solution après dissolution, sans variation de volume d'un gramme de potasse. La potasse est une base forte : le pH va fortement baisser...
Pour le dosage acide fort par base forte, le volume équivalent vaut 20mL ; c'est au voisinage de cette valeur que les mesures sont les plus intéressantes... Pour t'aider un peut et te permettre de t'autocorriger, voici une simulation de la courbe de titrage.
bonsoir vanoise en effet nos résultats sont très différent ce qui signifie que j'ai très certainement fait des erreurs.
j'essaye de chercher les erreurs mais honnêtement je ne sais pas ou elles sont
par rapport à la question 1 ne devait-on pas chercher à calculer une concentration massique pour avoir la nouvelle concentration car l'enjoncé dit bien que la concentration est initialement à 0.2 mol mais après on à rajouter les 1 g de KOH donc normalement la concentration change non?
ensuite pour les volumes aurait-tu aussi ajouté les concentration des ions oh^-ajoutés lors du titrage ?
Pour 1 : il faut écrire l'équation de la réaction entre HO- et H3O+, ce que tu as fait je crois.
Calcule ensuite les quantités introduites de ces deux ions et remplis un tableau d'avancement. La quantité puis la concentration en ion majoritaire te donnera le pH...
Le raisonnement sur les concentrations massiques à été abandonné depuis le milieu du XXième siècle !
bonjour vanoise, je suis bloqué au calcul de quantité par exemple pour un ajour de ho^- de 10 cm^3 je pense qu'il faut mettre les volumes en ml et aussi utiliser le ke pour déduire la concentration en h30+ mais je trouve de trop grande valeurs
peut-tu me donner quelques indications ?
merci d'avance
Bonjour
Pour la question 2, je te fournis le tableau d'avancement valide seulement pour un volume Vb de soude ajouté inférieur au volume à l'équivalence : 20mL.
La réaction prédominante est :
H30+ + HO- = 2H2O
elle peut être considérée comme quasi totale et le réactif limitant est HO- :
| espèces chimiques introduites | H3O+ | HO- | H20 |
| quantités introduites par litre | Ca.Va | Cb.Vb | excès |
| concentrations à l'équilibre | Ca.Va-Cb.Vb |  0 | excès |
Tu obtiens alors le pH par la relation habituelle : pH=-log([H3O+])
Pour Vb=20mL : il y a équivalence : le résultat est simple....
Pour Vb>20mL : il faut remplir un nouveau tableau d'avancement sachant maintenant que le réactif limitant est l'acide et non la base.
Je te laisse réfléchir...
J'ai commis une étourderie dans mon tableau : j'ai raisonné sur les quantités et non les concentrations. Je rectifie ici et traite le cas Vb=10mL histoire de t'aider un peu plus.
| espèces chimiques introduites | H3O+ | HO- | H20 |
| quantités introduites par litre | Ca.Va | Cb.Vb | excès |
| quantités à l'équilibre | Ca.Va-Cb.Vb | 0 | excès |
La quantité restante d'ions oxonium est donc :
nH3O+=Ca.Va-Cb.Vb=100.10-3.0,1-10.10-3.0,5=5.10-3mol
Le volume de la solution est : Va+Vb=110.10-3L
[H3O+]=(5/110)=4,54.10-2mol/L
pH=-log(4,54.10-2)
1,34nous tombons sur le même résultat, je part du principe que on déduit de la quantité de h30+ présente la quantité de hO- ajouté , je trouve ph pour ajout de 19.9cm^3=2.6 arrivé à 20 cm^3 je trouve l'équivalence comme tu le dis du coup, je dois normalement observer le saut de ph . normalement tout les h30+ sont consommés donc est ce que je dois calculer le ph en fonction de la concentration en ho^- maintenant ?
je part du principe que on déduit de la quantité de h30+ présente la quantité de hO- ajouté
Mais je n'écris pas autre chose en posant que la quantité d'ions H3O+ restante avant l'équivalence est : nH3O+=Ca.Va-Cb.Vb !!! Je me demande si tu maîtrises bien le remplissage d'un tableau d'avancement...
A l'équivalence, la situation est encore plus simple. Les quantités introduites d'ions oxonium et d'ions hydroxyde ajoutées sont égale. Nous avons nécessairement :
[H30+]=[HO-]
Or, l'équilibre d'autoprotolyse maintient le produit de ces deux concentration égal à 10-14 à 25°C. A l'équivalence : [H30+]=[HO-]=10-7mol/L ; pH = 7,0
Pour Vb>20mL, il faut effectivement écrire que le pH est imposé par les ions hydroxyde introduit après l'équivalence qui ne réagissent pas.
au fait avec notre prof de chimie on utilise pas vraiment le tableau d'avancement du coup j'ai essayer plusieurs méthode avant qu'on tombe sur le même résultat. donc la concentration de ho^-est de 10^-7 car on est en équilibre ?
Le raisonnement à partir du tableau d'avancement est présenté dès la classe de première S (il était présenté dès la classe de seconde il y a peu) mais certains professeurs en "post bac" ne se tiennent pas au courant de l'évolution des programmes...
car on est en équilibre ?
Je me demande si tu ne confonds pas "équilibre" et "équivalence". La cinétique des réactions acido-basique est hyper rapide : le temps de bien homogénéiser par agitation le mélange et l'équilibre chimique est atteint : toutes les situations étudiées en pHmétrie sont des situations d'équilibre chimiques. Si cela n'était pas le cas, la relation [H3O+][HO-]=Ke (10-14 à 25°C) ne serait pas valide !
L'équivalence est le cas particulier où la quantité de base ajoutée est égale à la quantité initiale d'acide : Ca.Va=Cb.Vb
Il me semble avoir justifié dans mon message précédent la valeur 7 du pH à l'équivalence...
effectivement tu as raison c'est logique. donc pour calculer la nouvelle concentration, je dois calculer la quantité de matière*le volume ajouté, je trouve pour 20,1 cm^3 ajouté un ph de 7.8 est-ce exact ?
je trouve pour 20,1 cm^3 ajouté un ph de 7.8 est-ce exact ?
Observe bien la courbe fournie précédemment : la valeur du pH que tu obtiens est certainement trop faible !
La quantité de HO- restante est la quantité introduite (Cb.Vb) à laquelle il faut soustraire la quantité qui a réagit avec l'acide à l'équivalence : Ca.Va ;
nHO-=Cb.Vb-Ca.Va=0,5.20,1.10-3-0,1.100-3=5.10-5mol
Le volume total du mélange est : Va+Vb=120,1.10-3L
[HO-]
4,16.10-4mol/L
pH=pKa+log([HO-])
14+log(4,16.10-4)10,6
Tu devrais pouvoir faire le calcul pour Vb=21mL.
je ne comprends pas comment ils peuvent encore être présent, (je confond sûrement avec le ph en conductimétrie) mais je n'arrive pas à justifier le raisonement
mais les h30+ ont bien tous été consomés non ?
Tu oublies l'existence de l'autoprotolyse de l'eau.
La réaction de dosage déjà évoquée :
H30+ + HO- = 2H2O à une constante d'équilibre très grande devant 1 (1014); les calculs précédents ont été menés en la considérant comme totale. En réalité elle ne l'est pas tout à fait, il reste toujours des ions oxonium en quantité extrêmement faible mais pas nulle telle que :
[H30+].[HO-] =Ke=10-14 (à 25°C)
En milieu basique, les ions oxonium sont ultra minoritaires mais existent tout de même. Pour la solution de pH=10,6 : [H30+]=10-10,6mol/L
Il faut vraiment que tu revois ton cours sur le sujet. Tu sembles avoir de grosses lacunes au niveau des connaissances normalement acquises dans l'enseignement secondaire.
hum ce n'est pas vraiment que je des lacunes mais le cours de notre profs est très brouillon, donc si je comprends bien, comme il y a équilibre au volume équivalent il reste toujours des h30+
mais on ne peut pas soustraire d'ions h30+ sinon on aura une concentration en ion h30+ négatif
donc si je ne me trompe pas après équivalence et à cause de l'équilibre, la quantité de h0^- de la solution serait celle de ho^-ajouté-celle de h30+ minoritairement présente et après on applique ph=pka + log (ho^-) c'est bien cela ?
donc si je comprends bien, comme il y a équilibre au volume équivalent il reste toujours des h30+
Je dirais plutôt : "comme il y a toujours équilibre, il reste toujours des H30+"
Ensuite, en milieu basique comme ici pour Vb>20mL, on raisonne d'abord sur les ions majoritaires : les ions hydroxyde en utilisant les lois habituelles et en négligeant la présence des ions ultraminoritaires : les ions oxonium.
Une fois ainsi calculée [HO-], on calcule le pH par la formule habituelle en posant :
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