Exemple p.146-147

[mini]

Bonjour !!

Dans l'exemple page 146 il y a quelque chose que je ne comprends désespérément pas...

Le petit 1. j'arrive à suivre y a pas de souci, mais pour le petit 2. c'est la m*rde je n'y arrive vraiment pas...

=> Je ne comprends pas pourquoi au lieu de poser la réaction entre la soude (base forte) et le HCO₃^- (acide faible), on pose la réaction suivante :

HCO₃^- + HO^- = CO₃^2- + H₂O

=> Ensuite, je ne comprends pas comment on arrive à trouver: K = 10^3,7
(je pensais que K = -log pKa = 10^-10,3 )

=> Enfin, je ne comprends absolument pas comment on arrive à trouver qu'à l'équilibre on a :
- 9.10^-2 de HCO₃^-.
- 1,1.10^-1 de CO₃^2-.



Merci d'avance!!

[Mister J]

Salut,

Alors première remarque, la soude désigne l'hydroxyde de sodium ou NaOH, c'est super important à retenir.

Or dans notre réaction, le sodium est spectateur, on ne ne le fais donc pas apparaître dans l'équation.

Deuxièmement je ne vois pas trop où tu trouves cette valeur de K, tu peux préciser un peu ton incompréhension?
Attention! dans ton raisonnement, tu as inversé 2 formules, c'est pKa=-log Ka et Ka = 10^-pKa

Pour la troisième partie de ta question, on a mélangé 10^-1mol d'acide faible avec 10^-2mol de base forte, la base forte va réagir totalement en prenant les protons de l'acide faible.
Comme les coefficients stoechiométriques sont égaux à 1, 10^-2mol d'acide faible va réagir avec 10^-2mol de soude.
On a alors 10^-1-10^-2=9.10^-2mol de HCO₃^-

C'est plus clair maintenant?

[mini]

Salut,

Alors première remarque, la soude désigne l'hydroxyde de sodium ou NaOH, c'est super important à retenir.

Or dans notre réaction, le sodium est spectateur, on ne ne le fais donc pas apparaître dans l'équation.

Deuxièmement je ne vois pas trop où tu trouves cette valeur de K, tu peux préciser un peu ton incompréhension?
Attention! dans ton raisonnement, tu as inversé 2 formules, c'est pKa=-log Ka et Ka = 10^-pKa

Pour la troisième partie de ta question, on a mélangé 10^-1mol d'acide faible avec 10^-2mol de base forte, la base forte va réagir totalement en prenant les protons de l'acide faible.
Comme les coefficients stoechiométriques sont égaux à 1, 10^-2mol d'acide faible va réagir avec 10^-2mol de soude.
On a alors 10^-1-10^-2=9.10^-2mol de HCO₃^-

C'est plus clair maintenant?

Alors pour le calcul du K c'est super, j'ai tout compris, je sais même plus comment j'ai fait pour ne pas ne comprendre, j'ai dû m'embrouiller pour rien...

Pour ce qui est de la soude, je voudrais juste une petite précision; est-ce que ce sera toujours comme ça : le sodium est spectateur et seul OH^- réagit, ou ça peut changer selon que l'on est en présence d'une base ou d'un acide ?

Pour le calcul de la concentration de HCO₃^- à l'équilibre, j'ai tout compris c'est parfait. Mais du coup, est-ce qu'on aurait pas dû marquer dans le tableau d'avancement 10^-2 pour OH^- à l'état initial ?

Par contre, il y a quelque chose que je n'ai toujours pas compris; comment fait-on pour trouver la concentration de CO₃^2- à l'équilibre ? (dans le tableau d'avancement il y a marqué 1,1.10^-1)

[mini]

Aaaaah ça y est !! Je crois avoir compris pour ce qui est de la concentration de CO₃^2- ! Enfin, je crois lol tu me diras si j'ai juste!

En fait, on doit d'abord calculer le nombre de mole de HCO₃^- ayant réagi avec OH^- (et donc ayant donné du CO₃^2-) :

n(HCO₃^-)_{ayant réagi} = 10^-1 - 9x10^-2 = 10^-2

Puis, on y ajoute le nombre de mole déjà présent en solution (10^-1), ce qui nous fait :

n(CO₃^2-)_{total à l'équilibre} = 10^-2 + 10^-1 = 1,1x10^-1

C'est bien ça ??

[RLG]

salut,
pour la soude ce sera toujours le cas, Na⁺ s'associera toujours avec HO^- pour respecter une certaine neutralité pour une meilleur stabilité (la nature tend toujours vers l'harmonie)

pour HO^- on aurait pu mettre la quantité de matiere initial mais etant une base forte et etant 10 fois moins présente que l'acide (ajout d'une faible quantité) elle va réagir totalement donnant de l'eau (10^-1 -10^-2(quantité de matiere de HO^- totalement utilisé)).

Cette soustration nous donne 9.10^-2 mol d'acide restant (HCO₃^-)
et au contraire la formation de la base conjuguée CO3^2- ce sera une addition (puisque création)
10^-1 +10^-2=1.1.10^-1

Bon courage

[mini]

Ok d'acc!! Donc c'est bien ce que j'avais dit ! Merci merci merci !!!

[mini]

Bonjour!

Je reviens à la charge, parce qu'il y a quelque chose que je ne comprends plus...

Lorsqu'on a :

HCO₃^- + H₂O = CO₃^2- + H₃O⁺

K = Ka = 10,3.

On a une réaction d' acide/base conjugués donc on utilise la formule de pH suivante : pH = pKa + log (Cb/Ca).

-> OK.

Mais lorsqu'on a :

HCO₃^- + HO^- = CO₃^2- + H₂O

K = Ka/Ke = (10^-10,3)/(10^-14) = 10^3,7

On a une réaction entre un acide et une base non conjugués donc on utilise la formule de pH suivante :
pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log (Cb/Ca)

-> Non ?

Merci d'avance!!!

[Kick-Ass]

Salut ! En fait dans HCO3- + HO- = CO32- + H2O
Tu as 3 espèces en solution qui peuvent agir sur le PH: HCO3- (acide faible) OH- (base forte) et CO32- (base faible) à l'état initial.
Pour calculer le PH tu dois le faire à l'état final, donc tu dois faire réagir ton acide faible avec ta base forte.

Tu n'as pas marqué les quantités de HCO3- ni de OH-, donc on ne peut pas savoir ce qu'il restera à la fin de la réaction, mais tu ne peux pas calculer le PH sans avoir fait réagir tes produits ^^

[mini]

Oui oui ça j'avais bien compris! Mais ce que je ne comprends pas, c'est que pourquoi dans le calcul de la réaction à la soude on utilise (dans l'exemple de la page 147 du livre) la formule d'un mélange d'acide/base conjugués plutôt que la formule d'un mélange d'acide/base non conjugués ?!

à l'état initial :
[soude] = 10^-2
[HCO3-] = [CO32-] = 10^-1

à l'état final :
[soude] = 0
[HCO3-] = 9x10^-2
[CO32-] = 1,1x10^-1

On devrait donc avoir pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log(Cb/Ca) = 1/2 (10,3 + 14) + 1/2 log(1,1x10^-1/9x10^-2) = 12,19.

Et non pH = pKa + log(Cb/Ca) = 10,4.

Non ??!!

[Kick-Ass]

à l'état final :
[soude] = 0
[HCO3-] = 9x10-2
[CO32-] = 1,1x10-1

Tu as bien l'acide et sa base conjuguée, je vois pas ou tu bloques ^^

[mini]

Bon, imaginons qu'on avait réaction entre la base forte NH₂^- (au lieu de la soude) et HCO₃^- (acide faible). On aurait la réaction suivante :

HCO₃^- + NH₂^- = CO_3^2- + NH₃

Tu gardes respectivement les même concentrations :
Etat final :
NH₂^- = O
HCO₃^- = 9.10^-2
CO_3^2- = 1,1.10^-1

C'est pas une réaction acide/base conjugués mais c'est bien une réaction acide/base NON-conjugués. Donc on ne peut pas calculer le pH selon pH = pKa + log(Cb/Ca) mais plutôt selon pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log(Cb/Ca).

Non??!

[Kick-Ass]

Ce qui est important c'est pas ce qui réagit avec quoi, ce sont les espèces présentes dans le milieux à l'état final que tu dois prendre en compte car elles influent sur le PH. La petite subtilité c'est que quand tu fais réagir OH- cela donne de l'H20, qui ne sera pas pris en compte à la fin de la réaction !

Si il n'y a plus aucune mol de base forte à la fin et que tu ne prends pas en compte son acide faible conjugé, le couple n'influera pas sur le PH. car concernant OH- à l'état final protonné cela donne de l'eau qui ne sera pas pris en compte dans le calcul du PH.

Dans ta réaction à toi, tu auras 3 especes en solutions: HCO3- (9.10^-2), CO32- (1,1.10^-1) et NH3 (1.10^-2) cette fois tu ne peux pas négligler l'acide faible conjugué. Cependant dans le cadre de la réaction, on a HCO3- + HO- = CO32- + H2O. Tu vois bien qu'a tf on a H20, on ne le prendra pas en compte. On prendra simplement en compte HCO3- et CO32-, dans ce cas la tu peux bien utiliser la formule de la base conjuguée ^^

[mini]

Ok, mais alors si HCO3- + H2O = CO32- + H3O+ c'est la même chose que HCO3- + HO- = CO32- + H2O puisque l'eau ne compte pas ni quand elle est placée comme réactif ni placée comme produit, je ne comprends pas pourquoi dans la résolution du QCM 9 (p.159) on fait la distinction entre ces deux réactions entre autre pour savoir quelle réaction fixe le pH de la solution :

NH4+ + OH- = NH3 + H2O et NH4+ + H2O = NH3 + OH-

C'est que forcément, elles n'influe pas sur le pH de la même manière, et qu'on ne peut donc pas les considérer comme égale dans le calcul du pH de la solution quand bien même il y aurait l'eau comptant comme nul (dans les produits pour la réaction 1 et dans les réactifs pour la réaction 2).

Non ??!!

[Kick-Ass]

Tu as envie de comprendre les choses vmt de manière poussée, j'aime ca c'est tout à ton honneur ! même si je pense que c'est aller un peu loin pour ce qu'on nous demande dans cet UE3a en chimie.

HCO3- + H2O = CO32- + H3O+

Ce que tu observe là c'est simplement la dissociation de ton espèce acide en une base et un proton. La constante de réaction sera tres faible.Ce n'est pas pareil que

HCO3- + HO- = CO32- + H2O

Là tu es en présence d'une réaction acido-basique entre un acide faible qui cède son proton à une base forte pour donner sa base faible conjuguée et de l'eau pas prise en compte. La constante de réaction sera bien + forte que pour la réaction précédente; on peut donc négliger la premiere.

NH4+ + OH- = NH3 + H2O et NH4+ + H2O = NH3 + OH-

Déja pour la réaction 2 c'est NH4+ + H2O = NH3 + H3O+

Tu as raison, ces 2 réactions n'influent pas sur le PH de la meme manière . Dans la réaction 1 tu as une réaction acido basique entre un acide faible et une base forte (pareil que pour avant),ta constante de réaction est de 10^4,8
Dans la réaction 2 là encore c'est simplement la dissociation d'un acide faible dans de l'eau. La constante de réaction est de 10^-9,2 . Tu vois bien qu'on a pas du tout le même ordre de grandeur !

De ce fait même si la réaction 2 DEVRAIT influer sur le PH, on la néglige car elle influera de manière infinitésimale par rapport à la réaction 1.

[mini]

Ah enfin on se comprend, super!!

Et on n'est bien d'accord que les réactions suivantes sont belles et bien différentes mais que même si la réaction 2 devrait influer sur le PH, on la néglige car elle influera de manière infinitésimale par rapport à la réaction 1. Ca on est parfaitement d'accord là-dessus :

NH4+ + OH- = NH3 + H2O et NH4+ + H2O = NH3 + OH-

Mais du coup, j'en reviens à ma question de départ, pourquoi choisir de calculer le pH d'une solution étant le siège de la réaction 1 selon la formule du pH d'un mélange d'acide/base conjugués [pH = pKa + log(Cb/Ca) ] plutôt que selon la formule du pH d'un mélange d'acide/base non-conjugués [pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log(Cb/Ca)] ? (-> cf. exemple page 147)

[Kick-Ass]

Bon.. Un tuteur peut-être + pédagogue que moi pour prendre le relais sivouplai

[mini]

Mais toi tu es d'accord avec moi sur ce point ou non mais tu n'arrive pas à me l'expliquer?

Ou alors, faut juste retenir que lorsqu'il y a de l'eau n'importe où dans la réaction (dans les réactifs ou les produits) on considère qu'on a une réaction acide/base conjugués...

Enfin bref, je ne comprends pas... Oui attendons un tuteur

Merci à toi en tout cas kick-ass d'avoir essayé de m'aider!!!

[Mister J]

Alors je vais essayer de prendre le problème à la source

Lorsqu'on a :

HCO₃^- + H₂O = CO₃^2- + H₃O⁺

K = Ka = 10,3.

On a une réaction d' acide/base conjugués donc on utilise la formule de pH suivante : pH = pKa + log (Cb/Ca).

-> OK.

Mais lorsqu'on a :

HCO₃^- + HO^- = CO₃^2- + H₂O

K = Ka/Ke = (10^-10,3)/(10^-14) = 10^3,7

On a une réaction entre un acide et une base non conjugués donc on utilise la formule de pH suivante :
pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log (Cb/Ca)

-> Non ?

Merci d'avance!!!

Ben non

En fait tu utilises ici le caractère ampholyte de l'eau, comme quoi elle est capable de réagir à la fois comme base et comme acide.
C'est pour ça que tu peux caser deux fois de l'eau dans tes équations mais ce n'est pas pour autant que ce sont les mêmes équations, donc les mêmes réactions.

Et je te rappelle que K_{(a ou b)} qui sont les constantes de réaction sont spécifiques à 1 réaction!
Donc tu ne peux pas utiliser K_b=K_e/K_a comme tu le fais vu que c'est deux équations différentes.

Puis quelque soit l'équation que tu utilises, tu vois bien que HCO₃^- perd un proton (c'est donc un acide) pour devenirCO₃^2- (c'est donc sa base conjuguée puisqu'on passe de l'un à l'autre par une réaction acido/basique)
Il faut donc bien utilisé la formule pour les acides bases conjugés!

Est ce que c'est déjà un pu plus clair?

[mini]

Non mais ça j'avais très bien compris! C'est Kick-Ass le vilain qui croyait que ces deux réactions étaient identiques! (mais bon, après en discutant il a compris )

Moi ce que je n'avais pas compris c'est pourquoi dans la résolution du QCM 9 (p.159) on fait la distinction (entre autres réactions) entre les deux réactions suivantes pour savoir quelle réaction fixe le pH de la solution :

NH4+ + OH- = NH3 + H2O et NH4+ + H2O = NH3 + OH-

C'est que forcément, comme tu l'as redit Mister J, elles n'influe pas sur le pH de la même manière, et qu'on ne peut donc pas les considérer comme égale lors du calcul du pH de la solution quand bien même il y aurait l'eau comptant comme nul (dans les produits pour la réaction 1 et dans les réactifs pour la réaction 2).

Donc pourquoi on utiliserait la même formule de pH pour calculer le pH de la solution contenant la réaction 1 ou 2 ?

Je comprends parfaitement que dans le cas de la réaction 2 on ait à utiliser la formule de pH suivante puisqu’on a une réaction d' acide/base conjugués : pH = pKa + log (Cb/Ca).

Mais dans le cas de la 1ère réaction, on fait réagir un acide faible ( NH4+) avec une base forte (OH-) non-conjugués, donc pourquoi ne pas utiliser la formule de pH d'un acide et une base non-conjugués suivante : pH = 1/2 (pKa1 + pKa2) + 1/2 log (Cb/Ca) ?

[Kick-Ass]

En fait tu es peut-être tout simplement la vraie Minie qui as fait le voyage de paris pour se reconvertir dans la PACES..