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Bonjour ,
voilà j'ai un petit probléme de comprehension au niveau des solution tampon
Donc je résume se que j'ai compris :
on a en solution un mélange d'acide et de base conjugué prenons l'exemple de CHCOOH/CHCOO- de pka =3.8
tel que la réaction s'écrit CHCOOH +H2O <------->CHCOO- + H3O+

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Si on introduit dans la solution une quantité equivalent pour que [CHCOOH] = 0.2 mol .L-1 et une quantité n équivlanet pour avoir [CHCOO-]=0.2 mol .L-1
le ph= pka + log([CHCOO-]/[CHCOO-])
pH= 3.8 + log(0.2/0.2)
dnc ph = 3.8

Maintenant on ajoute une quantité de HCl (acide fort ) (en référence à la propriété des solutions tampon : un ajout d'acide ou base fort ne change pas (ou trés peu le pH)
tel qu'on à une concentration dans la solution de HCl = 0.1 mol .L-1
Hcl réagit avec la base CHCOOH de maniére totale .
conséquance : on a une augmentation de l'acide et une diminution de la base .
le nouveau pH= 3.8+log((0.2-0.1)/(0.2+0.1))
pH= 3.3

on fait cela égalemnt avec une base forte NaOH , même concentration en solution [NaOH]=0.1mol.L-1
Na OH aprés dissociation dans l'eau donne OH- base forte qui réagit avec CHCOOH ,acide faible, de maniére totale
conséquance: on a une augmentation en base CHCOO- et une diminution en acide CHCOOH
le nouveau pH= 3.8+log((0.2+0.1)/(0.2-0.1))
PH=4.2
(premier hic , je trouve la variation en pH assez 'importante' ( tout est relatif bien sûr ) dans le premier cas elle est de 0.5 et dans le deuxiéme elle est de 0.4 )

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Si maintenant on introduit dans la solution , non plus un mélange equimolaire en acide et base conjugué mais des quantité tel que
[CHCOOH] = 0.2 mol .L-1 et [CHCOO-] =2 mol.L-1
le pH=3.8+log(2/0.2)
pH= 4.8

On fait comme pour la solution précédente , on introduit une quantité de Hcl dans la solution tel que [HCl] = 0.1mol.L-1
Hcl réagit avec la base CHCOO-
conséquance: on a une diminution de la base et une augmentation en acide .
le nouveau pH= 3.8+log((2-0.1)/(0.2+0.1))
pH= 4.6

On fait de même avec une base forte [NaOH] pour avec une concentration [Na OH] = 0.1 mol.L-1
NaOH réagit avec l'acide CHCOOH .
conséquence= on a une diminution en CHCOOH et une augmentation de CHCOO-
le nouveau ph = 3.8+ log((2+0.1))/((0.2-0.1))
pH= 5 .
la variation de pH ici , dans le premier cas est de 0.2 et dans l'autre de 0.2 également soit une variation moins importante que dans un mélange équimolaire ce qui ne correspond pas à la logique de la définition de la solution tampon qui dit que le pouvoir tampon est plus fort quand acide et base conjugué sont introduits dans les mêmes proportions .


je pense que ma démarche n'est pas bonne , pouvez vous m'aider SVP
une âme charitable ^^
Merci d'avance

Tu es trop long. Au lieu de nous détailler en long et en large tout ce que tu as compris (et que nous savons déjà), pose nous une question sur ce que tu n'as pas compris.

D'habitude je râle parce que les questions ne sont pas assez détaillées
Mais là, elle prend la peine de détailler ses calculs, et montre où est vraiment son problème de compréhension. Maurice, j'ai mis en vert sa question finale.
Et à vrais dire, je n'ai pas la réponse. J'ai refait ses calculs, et à part quelques résultats un peu trop arrondis, c'est correct.

Juste il y a quelques trucs à corriger :
* Tu as oublié les 3 en indice dans CH3COOH
* La première formule est : pH= pKa + log([CH3COO-]/[CH3COOH])

oui excusez moi pour mon roman , mais étant donné que mon probléme est un probléme de comprehension , je voulais vraiment montrer ce que je pense avoir compris .
j'essayerai d'être plus clair la prochaine fois
Ma question en résumé : Qu'est ce qu'une solution tampon exactement , je sais que sa définition c'est : un mélange equimolaire de base et d'acide conjugué qui , lors d'un ajout d'une petite quantité de base ou acide fort , le pHvarie peu . Mais comment "cela" fonctionne exactement ?

Tu comprendras peut-être mieux avec un exemple numérique. On va regarder l'effet que produit sur le pH l'adjonction de 0.03 mole d'acide HCl à 1 litre de différentes solutions, tampons ou non.

Imagine tout d'abord une solution qui n'est pas un tampon, comme l'eau, ou une solution de NaCL, dont le pH mesuré vaut 7 (ou peu s'en faut).
Si tu rajoutes 0.03 mole d'acide fort HCl à 1 litre, le pH sera de -log 0.03 = 1.52. Ton adjonction a fait passer le pH de 7 à 1.52. C'est un grand saut de pH

Imagine maintenant que tu prennes une solution d'un litre contenant 0.5 mole d'un acide faible HX et 0.5 mole de la base conjuguée X-, avec un pKa de 7. Le pH de cette solution sera : pH = pKa + log[X-]/[HX] = 7 + log 1 = 7.
Si maintenant tu ajoutes 0.03 mole d'acide fort à ta solution, l'acide rajouté détruira 0.03 mole de la base X-, et formera un surplus 0.03 mole de HX. Après cette adjonction, les concentration de X- sera 0.5 - 0.03 = 0.47 M, et celle de HX sera 0.5 + 0.03 = 0.53 M..
Le nouveau pH de cette solution sera : pH = pKa + log[X+]/[HX] = 7 + log (0.47/0.53) = 7 + log 0.887 = 7 - 0.052 = 6.948
L'adjonction de cet acide n'a presque pas d'effet sur le pH.
Donc le mélange HX + X- a un bon pouvoir tampon.

Je crois qu'elle a compris ça, Maurice, mais ce qu'elle ne comprend pas, c'est pourquoi un tampon où [A–]≠[HA] semble avoir un meilleur pouvoir tampon qu'un tampon où [A–]=[HA], d'après ses calculs.

Alors voila , c'est au niveau de l'eau que je ne comprend pas , j'ai déjà trouvé cet exemple lors de mes recherches sur le web .

ici , dans l'exemple , (si je comprend bien) on considére que l'on a que du H2O. En ajoutant de l'acide chlorydrique (HCl) acide fort , il va y avoir écahnge de protons et formation de H3O+ et Cl-(sans interet sur le pH) .
Donc on calcul le pH avec pH=-log([H3O+]) soit pH= 1.52 .
H2O + HCl-----------------> H3O+ + H20
mon probléme= dans la solution de départ (qu'on prenne comme exemple l'eau ou d'autre éspèce acido-basique) , on a déjà une quantité de base et d'acide (ici H3O+ et OH-) le pH de l'eau étant de 7 , on a une concentration ,à l'equilibre de 10-7 mol.L-1.
L'ajout de cette quantité d'Hcl de 0.03 mol ,
- va 'apporter' une quantité d'H3O+ , en plus de 0.03. le pH va être alors de -log( (10-7+0.03))=1.52 , on est d'accord.
MAIS n'y aurai t'il pas eu possibilité que ce proton réagisse avec OH- .?
OH- + H3O+ + HCl --------------> H3O+ +H2O

de cette maniére , le PH n'aurait pas varier( étant donné que les conentrations en H3O+ n'ont pas varier ...) .-----------------------> c'est un peu se qui se passe dasn les solutions tampons non ? .
Cela signifirai t'il que toutes solutions ayant des propriétés acido basique , sont des solutions tampons car il y a un équilibre direct qui se forme entre base et acide?


De plus , comme le dit darrigan , mes caluls de mon premier message (un peu embrouillants je vous l'accorde ) , montrent que la condition [base] et [acide]ne doivent pas être éloigé de plus d'un facteur de 10 , n'est pas vérifiée , et même contrecarrée car quand la proportion d'acide et de base différent de plus d'un facteur de 10 , la variation de pH est moins importante que pour des [acide ]et en [base] égale .

ca va finir par rentrer mais faut du temps ^^.
Merci en tout cas pour votre aide .

D'accord, j'ai compris le souci... En fait on n'a pas du te parler, ou alors tu n'a pas du saisir, du concept de "réaction prépondérante". Il est facile de s'en rendre compte car tu rentres dans le calcul du pH la concentration théorique en H3O+ de l'autoprotolyse de l'eau, ce qui est complètement inutile... Et source d'erreur.

Dans ce type de cas, quand tu as un acide fort en solution aqueuse, on considère deux réactions séparées, celle d'autoprotolyse de l'eau 2 H2O <=> H3O+ + OH- (1) et celle de solvatation de l'acide (par exemple chlorhydrique) HCl + H2O -> H3O+ + Cl- (2).

En écrivant les équations reliant constantes d'équilibres et concentrations à l'équilibre, et en regardant les Ka des différents équilibres, on constate que le Ke est très largement inférieur au Ka de l'acide chlorhydrique. Valeurs numériques : Ke = 10-14 et KaHCl = 103. La dissociation dans l'eau d'un acide fort est donc une réaction totale, on néglige dans les calculs l'apport de l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau.

Cependant, les calculs concernant des acides ou des bases moyennes ou faibles impliquent de tenir compte de cet équilibre d'autoprotolyse, qui plus est lorsqu'on est en solution très diluée, ou on ne peut alors plus négliger un équilibre par rapport à l'autre.

Solenn a écrit :c'est un peu se qui se passe dasn les solutions tampons non ?
Cela signifirai t'il que toutes solutions ayant des propriétés acido basique , sont des solutions tampons car il y a un équilibre direct qui se forme entre base et acide?

D'une part, l'eau n'est absolument pas une solution tampon. Une solution tampon est un mélange en solution aqueuse de deux espèces appartement à un même couple acidobasique et dont la quantité de matière au sein du mélange est égale. Une précision supplémentaire est qu'en général seuls des acides moyens/faibles donc bases moyennes/faibles peuvent être utilisés pour une solution tampon... Les plus courants sont le tampon phosphate (H2PO4-/HPO42- pH = 7,2) , le tampon ammonium (NH4+/NH3 pH = 9/10), le tampon acide citrique...

alors au niveau de l'autoprotolyse de l'eau: oui , j'ai vu ce concept . J'ai compris le phénoméne mais donc mon probléme c'est que pour un couple acide base faible langda mis en slution , on aura une quatité x d'acide et une autre y de sa base conjugué car la réaction est partielle ...on est d'accord .
AH+H2O <-----------> A- + H3O+
Donc si on ajoute une petite quantité d'acide ou de base forte , on aura l'éspéce (base ou acide faible du couple ) qui contre l'effet de l'acide / base forte .
Donc on a pas d'ajout de ion H3O+ donc pas de modification du pH .

Mais pourquoi faut il qu'il y ai une quantité d'acide et de sa base conjugué plus ou moins égal ? Cela fonctionne même si la différence dans la quantité est grande; du moment qu'on a la base et l'acide conjugué , en solution .....