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Solution d'acide acétique et ph
Bonjour j'ai un exercice qui me pose problème :
Soit une solution d'acide acétique dont la concentration C est égale à 0,075 mol.L-1
a) Quel est le pH de la solution? Quelle(s) est (sont) la (les) espèces majoritaire(s)?
Nous avons le couple CH3CO2H / CH3CO2-
L'acide acétique (CH3CO2H) est un acide faible ainsi ma formule de ph est :
pH = 1/2 (pka - log [CH3CO2H]) = 1/2 (4,7 - log 0,075) = 2,9
ainsi pour savoir l'espèce majoritaire j'ai comparé le pH au pka et pH < pka donc d'après le diagramme de prédominance l'espèce majoritaire est l'acide acétique
b) cette question me pose soucis
Merci de votre aide
Bonjour
Il y a du bon dans ce que tu dis mais je me demande si l'énoncé tel qu'il est construit ne conduit pas à une faute de logique...
Première remarque : il ne faut pas confondre la quantité d'acide introduite par litre, appelée concentration de la solution et notée c avec la concentration réelle en acide éthanoïque dans la solution notée [CH3COOH].
Deuxième remarque : Tu as démontré en cours que la formule donnant le pH d'un acide faible est :
Attention : cette formule n'est pas toujours valide pour un acide faible ! Pour qu'elle le soit, deux conditions doivent être réunies :
1° : l'autoprotolyse de l'eau doit être d'influence négligeable, ce qui suppose pH>6,5 ;
2° : l'acide faible doit avoir très peu réagi sur l'eau (être très peu dissocié), ce qui suppose : pH<(pKa - 1)
La logique de cet exercice me semble plutôt être celle-ci :
-faire les hypothèses d'un acide très peu dissocié et de l'autoprotolyse d'influence négligeable ;
- démontrer ou appliquer la formule précédente
- vérifier si les deux hypothèses simplificatrices sont valides.
La réponse va ici être "oui".
Merci de votre réponse.
Donc si je comprend bien mon raisonnement reste vrai?
Néanmoins je n'ai toujours pas de pistes pour le b).
L'espèce majoritaire est bien l'acide acétique puisque pH<(pKa-1) ; S'il n'en était pas ainsi, la formule utilisée pour calculer le pH serait fausse !
b) cette question me pose soucis
Tu n'as pas copié dans ton premier message de question b) !!!
Autant pour moi, désolé pour cette maladresse : On rajoute 250 mL d'eau à 125 mL de la solution précédente. Quelle est la nouvelle concentration de la solution en acide acétique? Quelle est son pH ?
merci beaucoup
Méthode :
calcule la nouvelle valeur de c en tenant compte de la dilution. Applique la formule du pH que tu connais et vérifie si les deux hypothèses simplificatrices sont valides.
Bonjour,
j'ai calculé la nouvelle concentration à l'aide de la formule
Vmère*Cmère = Vfille*Cfille
Cfille = (Vmère*Cmère)/Vfille
et je trouve une concentration de 0,025mol.L-1
Pour la deuxieme partie de la question ,je n'y arrive pas.
Je pense qu'il faut noter la réaction avec l'eau comme ceci :
CH3CO2H + H20 
CH3CO2- + H30+
mais je ne suis pas certaine.
L'eau jouerait alors le rôle de base ici et l'acide est un acide faible. Ensuite je suis bloqué. Il faut que j'utilise une des formules de pH vues en cours en fonction des espèces que j'ai (acide faible- base forte par exemple) mais je ne sais pas si l'eau en est une.
Merci de votre aide
Je pense qu'il faut noter la réaction avec l'eau comme ceci :
CH3CO2H + H20
CH3CO2- + H30+
mais je ne suis pas certaine.
L'eau jouerait alors le rôle de base ici et l'acide est un acide faible. Ensuite je suis bloqué
Ah : les formules apprises par cœur sans vraiment les comprendre !
Le fait que tu utilises la formule :
m'avait laissé penser que tu dominais à peu près ton cours sur les acides faibles... Ton dernier message me laisse un doute... Je reprends à zéro. L'acide éthanoïque est effectivement un acide qui réagit sur l'eau selon la réaction que tu as écrite mais cette réaction n'est pas totale puisque l'acide est faible. Je remplis un tableau d'avancement en notant x l'avancement volumique c'est à dire ici la quantité par litre d'acide éthanoïque ayant réagit sur l'eau à l'équilibre :
| espèces chimiques | CH3COOH | H2O | CH3COO- | H3O+ |
| Quantités introduites par litre (mol/L) | c | excès | 0 | 10-7 0 |
| concentrations à l'équilibre (mol/L) | c-x | excès | x | x |
Hypothèse simplificatrice n° 1 : l'autoprotolyse de l'eau est d'influence négligeable sur le pH. On peut alors poser :
On est amené à résoudre une équation du second degré et le résultat est valide seulement s'il conduit à pH<6,5
Hypothèse simplificatrice n° 2 : l'acide est très peu dissocié. Cela signifie :
x<<c soit : c-x
c
L'équation précédente se simplifie :
Passage au logarithme :
On retrouve bien l'expression simplifiée du pH évoquée dans les messages précédents. Pour qu'elle soit valide, le pH doit appartenir au domaine de prédominance de CH3COOH :
pH<(pKa-1)
Avant dilution : c=0,075mol/L ; pKa=4,76 ; pH=2,9
Après dilution : c=0,025mol/L ; pH=3,2
Dans les deux cas, les deux hypothèses simplificatrices sont valides.
Je ne comprend pas pourquoi la réaction n'est pas totale. En effet, lors d'un exercice similaire en cours avec également CH3CO2H nous avions une réaction totale car le pka du couple est supérieur a 4
J'espère qu'il s'agit d'une incompréhension du cours de ta part,sinon...
Imaginons que l'acide éthanoïque soit un acide fort :
on obtiendrait pH=-log(c) et l'énoncé ne fournirait pas de valeur de pKa pour la bonne raison qu'il n'y aurait pas d'équilibre possible entre cet acide et l'eau.
nous avions une réaction totale car le pka du couple est supérieur a 4
Cette phrase n'a pas de sens. Un acide est d'autant plus fort que le pKa du couple est faible (proche de zéro).
En revanche, on considère souvent qu'une réaction entre un acide d'un couple et une base d'un autre couple peut être considérée comme totale quand sa constante d'équilibre est supérieure à 104, ce qui correspond à un écart supérieur à 4 entre les pKa des deux couples... Confusion de ta part entre les deux situations ????
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