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Variation du pH d'une solution tampon
Bonjour,
J'ai besoin d'un peu d'aide sur des questions de chimie.
J'ai préparé une solution tampon avec 50 mL d'acide acétique (0.50 mol.L) et 50 mL d'acétate de potassium (0.50 mol.L).
Je prélève ensuite 20 mL de cette solution que je place dans un bécher. J'ajoute 10 ml de NaOH (0.10 mol.L).
J'ai donc la réaction suivante : CH3CO2- + H20 = CH3COOH + OH-
Je dois réaliser un tableau d'avancement puis calculer les concentrations et enfin le pH théorique. Mais voilà je suis perdue! Je n'arrive pas à savoir combien j'ai de mol de CH3CO2- au départ et comment ajouter les 10 mL de NaOH, et surtout tout combiner pour réussir à obtenir ce que je veux.
Merci par avance.
La réaction prépondérante s'effectue entre l'acide le plus fort et la base la plus forte en ne tenant pas compte des espèces ultraminoritaires.
C'est bien cela. Maintenant tableau d'avancement et calcul du rapport des concentrations en base et en son acide conjugué.
Super merci. Pour le tableau d'avancement je cale un peu.
On a la concentration d'acide acétique = 0.50 mol/L mais ducoup comme on a pris seulement 20 mL de la solution tampon je ne sais pas comment m'y prendre.
Pour le nombre de mole je dois calculer en fonction des 20 ml ?
J'aurai donc un état initial avant ajout de NaOH, puis ajout de NaOH et état final ?
Il faut raisonner en quantités pour le tableau d'avancement. Dans la solution obtenue, le rapport des concentrations est égal au rapport des quantités.
D'accord donc si j'ai bien compris j'aurais nCH3COOH = nOH-
Je connais [OH-] = 0.10 mol/L et son volume V(OH-) = 10 mL
Donc avec ça je peux calculer la concentration d'acide acétique :
C(CH3COOH) = C(OH-) x V(OH-) / V(CH3COOH)
C'est ça ?
Mais je dois prendre quel volume d'acide acétique ?
Pour les 3 espèces introduites, tu connais les volumes et les concentrations. Tu peux donc calculer les 3 quantités introduites. Connaissant l'équation de la réaction et sachant que les ions hydroxyde constituent l'espèce limitante, tu peux calculer les quantités finales d'acide ethanoique et d'ions ethanoate. Connaissant le pKa, facile alors de calculer le pH.
Pardon j'ai envoyé sans le vouloir :
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H20
Etat initial n= 0.01 n=0.01 0 excès
Je ne sais pas vraiment si c'est ça... et je n'arrive pas à voir comment ça évolue
On peut remarquer que mélanger un volume d'acide éthanoïque à 0,5mol/L avec le même volume d'une solution d'éthanoate de sodium de concentration 0,5mol/L revient à fabriquer une solution à c1=0,25mol/L d'acide éthanoïque et c1=0,25mol/L d'éthanoate de sodium. A un volume V1=20mL de cette solution, on ajoute un volume V2=10mL de solution de soude de concentration V2=0,1mol/L. D'où le tableau d'avancement qui tient compte du fait que la réaction déjà évoquée est quasi totale avec les ions hydroxyde comme réactif limitant :
| espèces chimiques | CH3COOH | HO- | CH3COO- | H2O |
| quantités introduites (mol) | C1V1 | C2V2 | C1V1 | excès |
| quantités à l'équilibre (mol) | C1V1-x=C1V1-C2V2 | C2V2-x 0 | C1V1+x=C1V1+C2V2 | Excès |
La quantité restante d'ions hydroxyde n'est pas tout à fait nulle à cause de l'autoprotolyse de l'eau mais on peut négliger ici l'influence de cette autoprotolyse.
Puis :
Je t'ai fait l'essentiel... A toi de terminer...
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