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Systèmes tampons et pH
Bonjour,
Je suis en première année de médecine et je sèche sur cet exercice (ou du moins je ne comprend pas la correction proposée)
Voici l'énoncé:
Le pH d'une solution faite de 100 mL d'une solution centinormale de base faible BOH de constante de dissociation 10^(-4) M/L et 5 mL d'une solution décinormale d'une acide fort est de:
A.13
B.12
C.11
D.10
E.7
Dans la correction il utilise un tableau d'avancement (qui selon moi comporte qques erreurs):
BOH + H+ = B- + H2O
Initial (mol) 0.1 x 10² = 10^3 5.10^(3)x 10 = 5.10^4 0
Final (mol) 5.10^4 0 5.10^4
Le nombre de mole d'ion H+ ajouté est égal à la moitié de ceux de BOH: on est donc à la demi neutralisation
On a donc pH = pKa = 14 - pKb = 14 - 4 = 10
Pour moi le tableau devrait plutôt être celui ci:
BOH + H+ = B- + H2O
Initial (mol) 0.1 x 10² = 10 5.10^(-3)x 10 = 5.10^(-2) 0
Final (mol) 5.10^(-2) 0 5.10^(-2)
Puisque:
Pour la solution de base faible on a:
une concentration de 10² M/L et un volume de 100mL = 0.1 L
d'où une quantité de matière n = 0.1 x 10² = 10 mol
De même pour la solution d'acide fort, on a:
une concentration de 10 M/L et un volume de 5ml = 5.10^(-3) L
d'où une quantité de matière n = 10 x 5.10^(-3)= 5.10^(-2) mol
Peut-être ai-je fait une erreur...
Si mes calculs sont corrects, je ne comprend pas alors pourquoi il y a demi neutralisation et donc pourquoi une utilise la formule pH = pKa
Pour une solution tampon (avec base faible / acide fort) le pH se calcule normalement par la formule suivante:
pH = pKb + log ( [sel]/ [acide] )
Et avec cette formule je trouve pH = 5 ( qui n'est pas proposé dans les réponses)
Où est mon erreur?
Merci pour votre aide
on fait bien la réaction BOH + H+ -> B+ +H2O ( notations un peu étranges ... )
attention aux calculs des nombres de mol de départ : en BOH 100.10^-3L à 0.01 mol/L = 10^-3 mol
en H+ : 5.10^-3L à 0.1 mol/L = 0.5.10^-3 mol
on a donc mis le double de BOH par rapport aux H+ donc à la fin on a quasi plus de H= et un mélange équimolaire de BOH et B+ donc pH = pka ...
Bonjour,
De nouveau je rencontre un problème sur un exercice. Le voici:
L'acide lactique (CH3-CHOH-COOH) est un acide faible. La température est de 25°.
Dans un volume de 500mL d'une solution aqueuse d'acide lactique, on ajoute progressivement des quantités de soude (NaOH). Le volume du mélange reste constant. Pour 50 mg de soude ajoutée, le pH du mélange est de 3,38. Pour 80mg, le pH est de 3,68.
Quelle est la valeur de la normalité initiale de l'acide lactique?
A.10^-3 N
B.5.10^-3 N
C.10^-2 N
D.5.10^-2 N
E.10^-1 N
N'ayant aucune concentration ni pKa je vois pas comment répondre à ce problème
La concentration de NaOH me semble possible à trouver grâce à la formule:
C = n/V = m/ (M * V)
Et la question reste toujours la même, sans aucun pKa ou pKb comment faire pour résoudre l'équation d'une solution tampon et trouver la normalité de l'acide lactique.
Pouvez- vous m'aider?
Merci
Lorsqu'on met un acide faible AH avec de la soude il se produit la réaction quasitotale : AH + OH- -> A- + H2O
Donc si on met au départ n mol de AH et qu'on ajoute x mol de soude on aura dans la solution x mol de A- et (n-x) mol de AH . Le pH de la solution est donné par la formule pH = pKa + log ([A-]/[AH] ) , cette formule etant tout simplement tirée de l'expression de Ka qui est toujours vérifiée. Comme le rapport des concentrations est égal au rapport des nombres de moles on a donc pH = pKa + log (x/((n-x)).
Tu as un nombre de mol d'acide lactique inconnu n , tu ajoutes une fois x ( connu ) et l'autre fois x'(connu) mol de soude . Tu as le pH à chaque fois . Tu as donc un système de 2 équations à 2 inconnues ( pKa et n ) et tu vas donc pouvoir déterminer n puis la concentration en acide lactique .
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