1
L’avancement dans la solution fait référence à la réaction de l’acide avec l’eau. Or ce taux est inférieur à \(\pu{100 \%}\), l’acide est un acide faible.
2
On notera \(\ce{AH}\) la forme acide et \(\ce{A-}\) la forme basique.
On s'intéresse ici à la réaction de l'acide avec l'eau.
|
Av. |
\(\ce{AH}\) |
\(\ce{+}\) |
\(\ce{H2O}\) |
\(\ce{<-->}\) |
\(\ce{A-}\) |
\(\ce{H3O+}\) |
| État initial |
\(x = 0\) |
\(n_0(\ce{AH})\) |
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Solvant (excès) |
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\(0\) |
\(0\) |
| État final |
\(x = x_f\) |
\(n_f(\ce{AH}) = n_0(\ce{AH}) - x_f\) |
|
Solvant (excès) |
|
\(n_f(\ce{A-}) = x_f\) |
\(n_f(\ce{H3O+}) = x_f\) |
| État maximal |
\(x = x_m\) |
\(n_m(\ce{AH}) = n_0(\ce{AH}) - x_m\) |
|
Solvant (excès) |
|
\(n_m(\ce{A-}) = x_m\) |
\(n_m(\ce{H3O+}) = x_m\) |
\(\begin{align}
n_0(AH) &= c×V \\
&= \pu{0,0500} × \pu{1,0E–2} \\
&= \pu{5,0E–4 mol}
\end{align}\)
Dans l’état maximal \(n_m(AH) = 0\).
Soit :
\(\begin{align}
x_m &= n_0(AH) \\
&= \pu{5,0E–4 mol}
\end{align}\).
3
\(τ_f = \dfrac{x_f}{x_m}\)
D'où :
\(\begin{align}
x_f &= τ_f × x_m \\
&= \pu{0,22} × \pu{5,0E–4 mol} \\
&= \pu{1,1E-4 mol}
\end{align}\)
4
La constante d'acidité \(K_A\) est la constante d'équilibre de la réaction de l'acide avec l'eau.
\(\begin{align}
K_A &= \dfrac{[\ce{A-}]_f×[\ce{H3O+}]_f}{[\ce{AH}]_f} \\
&= \dfrac{\dfrac{n_f(\ce{A-})}{V} × \dfrac{n_f(\ce{H3O+})}{V}}{\dfrac{n_f(\ce{AH})}{V}} \\
&= \dfrac{\dfrac{x_f}{V} × \dfrac{x_f}{V}}{\dfrac{n_0(\ce{AH})-x_f}{V}} \\
&= \dfrac{\dfrac{\pu{1,1E-4}}{V} × \dfrac{\pu{1,1E-4}}{V}}{\dfrac{\pu{5,0E-4 mol}-\pu{1,1E-4}}{V}} \\
&= \pu{6,2E-4}
\end{align}\)
5
\(\begin{align}
pH &= -log\left([\ce{H3O+}]_f\right) \\
&= -log\left(\dfrac{x_f}{V}\right) \\
& = \pu{2,66}
\end{align}\)
6
Pour une solution d’acide fort, \(pH = –log(C)\).
Soit ici \(pH = –log(\pu{1,0E-2}) = \pu{2,0}\).
