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Calcule pH
Bonjour,
je m'excuse de vous dérangez mais mon camarade et moi bloquons sur une des questions de mon exercice sur le pH et l'acidification des océans, si quelqu'un d'entre vous pourrait m'aiguiller se serait super gentil !
Je vous mais en photo mon exercice (c'est à la question 4 que je bloque).
et voici mes réponses :
1) Nous pouvons dire que la concentration [H3O+] à augmenter, car le pH de l'eau à diminuer, donc l'eau est plus acide.
2) CO2(g)+H2O(l)⇌H2CO3(aq)
H2CO3(aq)⇌HCO3 - (aq)+H+(aq)
HCO3 −(aq)⇌CO3 2−(aq)+H +(aq)
Il s'agit d'un acide faible, car il se dissocie partiellement en solution aqueuse.
3) La formule pour acide faible est pH = 1/2pKa + 1/2log10C
• pKa est le logarithme décimal négatif de la constante d'acidité de l'acide faible
• C est la concentration de l'acide faible, exprimée en moles par litre (mol/L).
• Le logarithme log10 est utilisé pour calculer le logarithme décimal de la concentration
• Le pH n'a donc pas d'unité finale.
4) Nous connaissons une formule pour calculer le pH à partir du Pka qui est : pH=0,5*(pKa1+pKa2) donc 0,5(6,35+10,32) = 8,335.
5) La solubilité des gaz dans l'eau augmente lorsque la température diminue, conformément à la loi de Henry. Par conséquent, théoriquement, les océans les plus froids devraient avoir la solubilité la plus élevée des gaz. Les océans les plus froids se trouvent généralement près des pôles, notamment dans l'océan Arctique et l'océan Antarctique. En raison de leurs températures plus basses, ces océans devraient avoir une solubilité plus élevée des gaz par rapport aux océans plus chauds. Les océans les plus chauds se situent généralement près de l'équateur, tels que l'océan Pacifique tropical et l'océan Indien tropical. En raison de leurs températures plus élevées, la solubilité des gaz dans ces océans serait théoriquement plus faible par rapport aux océans plus froids.
Merci d'avance
Bonsoir
Pour être en accord avec le règlement du forum : peux-tu recopier ici la question 4 ?
Pour l'intégralité de l'énoncé, une référence internet ou le lien vers un fichier pdf peut faire l'affaire.
Bonsoir,
merci de votre retour,
voici la question 4 (et j'ai mis l'exo en PDF)
A 25°C, la solubilité du CO2 dans l'eau est égale à 1,70.10−5mol.L−1 (pour une pression normale et
une teneur en CO2 moyenne dans l'atmosphère). Sachant qu'`a cette température les constantes
d'acidité des couples H2CO3/HCO−3 et HCO−3 / CO2−3 ont respectivement les valeurs KA1 = 4, 47.10−7
et KA2 = 5, 62.10−11. Calculer dans ces conditions le pH d'une solution saturée en CO2.
D'abord quelques remarques générales :
* si ton programme n'exige pas de connaître les démonstrations des formules, il faut au moins en connaître les conditions de validité et vérifier après calcul si le pH obtenu est cohérent avec les simplifications effectuées.
* les formules habituellement utilisées ne fournissent le pH qu'à 0,1unité près. Il faut en tenir compte dans la précision du résultat fourni.
Pour la question 4 : tu ajoutes un acide faible à de l'eau pure ; tu dois donc obtenir un pH inférieur à 7. Ton résultat est aberrant.
Ici, l'existence de CO2 dans l'air impose un premier équilibre :
CO2(g) + H2O = H2CO3(aq)
avec : [H2CO3(aq)]=1,70.10-5mol/L : valeur constante imposée par la pression partielle de CO2 dans l'air qui reste fixe.
H2CO3 est un diacide faible. Nous faisons deux hypothèses simplificatrices :
1° : la deuxième acidité est beaucoup plus faible que la première ; nous négligeons la seconde acidité.
2° : nous négligeons l'influence de l'autoprotolyse de l'eau.
Ces deux hypothèses conduisent à considérer comme réaction prépondérante :
H2CO3(aq) + H2O = HCO3(aq)-+H3O(aq)+
Puisqu'il s'agit de la seule réaction à prendre en compte :
[H3O(aq)+]=[HCO3(aq)-]
Condition d'équilibre :
Je te laisse terminer et vérifier la cohérence du résultat obtenu avec les hypothèses simplificatrices.
Bonjour,
Avec votre aide j'ai fait ceci, pouvez vous me dire si c'est correct ?
Merci d'avance.
Nous savons que pH = -log[H3O+]
Donc [H3O+]² = Ka1*[H2CO3] pour la réaction H2CO3/HCO3 = 7,599*10^-12
[H3O+]² = Ka2*[HCO3^-] pour la réaction HCO3^-/CO32^- = 9,554*10^-16
[H3O+] = √( 7,599*10^-12) + √(9,554*10^-16) = 2,79*10^-6
pH = -log(√((Ka1*[H2CO3]))+(√((Ka2*[[HCO3^- ]))
-log (√((4,47*10^-7)*[1,7*10^-5]) +(√((5,62*10^-11)*[1,7*10^(-5)]
Donc le pH vaut 5,56
Je ne suis pas sûr que tu ais bien compris la méthode de la réaction prépondérante... Elle consiste à faire des hypothèses simplificatrices qui conduisent à considérer que le pH est imposé par l'existence d'une seule réaction : la réaction prépondérante qui est ici :
H2CO3(aq) + H2O = HCO3(aq)-+H3O(aq)+
L'existence de cette seule réaction conduit à :
soit :
donc :
Pas question d'ajouter à la concentration précédemment calculée, des concentrations qui seraient dues à d'autres réactions pour deux raisons :
* la principale : les équilibres sont simultanés et s'influencent les uns les autres ; pas question de calculer séparément les contributions à la concentration de chaque réaction. D'ailleurs, pourquoi, pour respecter ta logique, n'as tu pas ajouté la contribution de l'autopotolyse de l'eau ?
* la seconde : nous avons fait l'hypothèse d'une seule réaction influençant le pH : la réaction prépondérante.
Reste pour finir, à vérifier que le résultat obtenu est conforme aux deux hypothèses simplificatrices :
1° : la deuxième acidité est beaucoup plus faible que la première ; nous négligeons la seconde acidité.
le pH est nettement inférieur à (pKa2-1) : la concentration en ions carbonate produite par la seconde acidité est totalement négligeable.
2° : nous négligeons l'influence de l'autoprotolyse de l'eau. L'autoprotolyse de l'eau est négligeable quand le pH obtenu n'est pas trop proche de 7, en pratique, quand il n'appartient pas à l'intervalle ]6,5 , 7,5[ , ce qui est le cas ici.
Pourquoi on utilise pas les données pKa données ?
On utilise Ka1 dans le calcul de la concentration en ions oxonium donc dans le calcul du pH.
La valeur de pKa2 intervient deux fois :
1° : dans les hypothèses de départ : le fait d'avoir pKa2 largement supérieur à pKa1 permet de faire l'hypothèse d'une deuxième acidité de H2CO3 largement plus faible que la première acidité et donc a priori négligeable. Une fois le calcul du pH effectué, on vérifie la validité de cette hypothèse en constatant :
pH < (pKa2 - 1)
Je veux croire que la notion de domaine de prédominance est connu... Au cas où, voici le diagramme correspondant à un diacide faible, noté H2A plutôt que H2CO3 pour plus de généralités. On remarque :
pH<(pKa1-1) domaine de prédominance du diacide ;
pKa1+1 < pH< pKa2-1 domaine de prédominance de HA-
pH > (pKa2+1) domaine de prédominance de A2-
Dans notre exemple, pH=5,6 : on voit clairement que le pourcentage de A2- est totalement négligeable. On peut négliger la seconde acidité de H2A c'est à dire négliger l'influence de la réaction de HA- sur l'eau pour produire A2-. Cela revient à considérer H2A comme un monoacide faible.
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