Salut à tous. Alors j'ai un gros Problème
Prenons la réaction : avec le couple acido-basique <math>\(HA/A^{-}\)</math>
<math>\(HA + H_{2}O = A^{-} + H_{3}O^{+}\)</math>
J'aurais, si l'acide HA est fort, un pH faible, soit <math>\([H_{3}O^{+}]\)</math> élevé.
Donc, j'en déduis que j'aurais <math>\([HA] < [A^{-}]\)</math> car <math>\([HA]\)</math> se sera dissocié...
Donc pourquoi pour un pH faible, les "lois" de prédominance me donnent le contraire, soit <math>\([HA] > [A^{-}]\)</math>

Bonjour,
non, ils ne disent pas le contraire, le pH sur les diagrammes est celui du milieu, or, si le milieu est acide, tu est d'accord que la base <math>\(A^-\)</math> aura tendance à reformer du <math>\(HA\)</math>, et ce même si l'acide est fort.

En gros, ton raisonnement traite de l'incidence de la réaction sur le pH, alors que les diagrammes traitent de l'incidence du pH sur la réaction.

Ainsi, dans un premier temps, tu dis que la réaction avance bien (car l'acide est fort), donc ceci entraîne un pH faible.

Avec les diagrammes, tu va dire : j'ai un pH faible, donc la réaction avance peu, donc HA prédomine.

Tu me suis, ou c'est encore flou ?

EDIT : pour completer ma réponse : suppose que tu fasse ta réaction dans un milieu avec un pH très très bas. Tu es d'accord que pour faire encore baisser le pH, ça va être plus difficile qu'en milieu basique, cela va nécessité plus d'énergie en quelque sorte. Et bien, là, en milieu acide, ton acide aura beau être très fort, il ne parviendra pas à faire diminuer encore le pH (donc à réagir, donc il sera prédominant), il ne sera pas assez fort. Plus la force d'un acide est grande, et moins il a besoin d'énergie extérieure pour agir, et plus il peut faire baisser le pH. Le pH en dessous duquel il commence à manquer de force, c'est le pKa, c'est pour ça qu'en dessous de ce pKa, l'acide prédomine.

Hmm
ça s'éclaire un peu.

Arf, c'est encore embrouillé!
Je comprends le concept d'acide fort etc, mais le pKa pour moi ça se révèle obscur. Le problème c'est que comme le système doit se soumettre à la constante Ka (si on peut dire ça), je vois pas en quoi est ce que les concentrations peuvent devenir plus ou moins importantes... Si je rajoute de l'acide, j'aurais un plus petit pH, plus de base, mais j'aurais dans la logique le même rapport Acide/Base non ?

Hum, le système ne se soumet pas au Ka, ce n'est pas le Ka qui détermine le sytème, c'est l'inverse. Enfin bref, question bonus .

Si tu rajoute de l'acide... Quel acide ? Si tu rajoute <math>\(H_3O^+\)</math>, l'équilibre se déplace par compensation pour faire plus de <math>\(HA\)</math>. Si tu rajoute <math>\(HA\)</math>, c'est du <math>\(H_3O^+\)</math> qui est formé par déplacement d'équilibre. Si c'est encore un autre acide, bah là, c'est le "bordel" si je puis dire. Ca dépend si le pH du milieu est inférieur ou supérieur au pKa du nouvel acide (il pourra ou non réagir).

Si je rajoute de l'HA, on forme du H3O+ et du A-
Mais ce que je veux dire, c'est sans doute pas très clair... mais si on laisse le système en ne rajoutant que des réactifs ou des produits, on aura toujours le même équilibre, soit [HA] > ou < à [A-] à l'équilibre.... Non ? Donc quand est ce que le domaine de la prédominance se pose ? Je vois pas trop .. :/

Euh, ben ça dépend, ça peut vite être chiadé, mais si tu rajoute des trucs, tu fais des déplacements d'équilibre, donc tu peux parfaitement passer d'un coté à l'autre du pKa et donc de la prédominance (principe d'ailleurs du titrage colorimétrique). En fait, la prédominance est utilisée pour un état d'équilibre (on ne s'amuse pas à regarder les changements de prédominances en fonction du temps constamment si l'on rajoute des réactifs) : on va se dire tiens, j'ai tel pH, quel est la prédominance ? Ou l'inverse : telle forme prédomine, quel est le pH (enfin, là c'est surtout pour le titrage colorimétrique).

Pour le titrage colorimétrique, on enlève des H3O+ (enfin plus ou moins ...) Donc on atteindra forcément un moment ou la prédominance changera il me semble.
Quand on Met de l'acide très concentré avec de l'eau, et qu'on met ce même acide moins concentré avec de l'eau. La prédominance peut elle être différentes entre ces deux solutions? Si oui, pourquoi ? c'est là que je bloque ! merci beaucoup

Ha ha, bonne question. Voyons, réflechissons :
<math>\(K=\frac{[A^-][H_3O+]}{[HA]}\)</math>

Donc si l'acide est trop concentré, on a <math>\(K<K_a\)</math>, la réaction va plutôt produire des oxoniums et faire diminuer le pH. Donc...on diminue le pH pour avoir de la base.

A l'inverse, si l'acide n'est pas assez concentré, <math>\(K>K_a\)</math>, la réaction va plutôt consommer des oxoniums et faire augmenter le pH. Donc...on augmente le pH pour avoir de l'acide.

Mais bon, là encore, c'est le raisonnement dans le sens "comment la réaction influence le pH", pour savoir quelle forme prédomine (logiquement, les deux cas sont possibles), il faut voir le pH à l'équilibre. Ce n'est pas évident à expliquer, alors si tu avais un couple acide/base avec son pKa sous la main, ce serait pas mal de voir un exemple (sauf si tu as compris, bien sûr).

NH4+/NH3 avec pKa = 9,25
Un exemple ça serait parfait
Merci bien

Bon alors, le mieux serait que tu le fasses par toi même, essayes de voir quel est le pH à l'équilibre pour disons, une concentration initiale d'acide à 0,5 mol/L (c'est peut être beaucoup), et pour une autre à 0,001 mol/L. (si tu as du mal, je te guiderait, mais essayes bien avant). Ensuite, tu verras bien si il y a un cas de chaque de prédominance.

La réaction
<math>\(NH_4^+ + H_2O = Nh_3 + H_3O^+\)</math>
Donc <math>\(pH = \frac{(pKa + log[NH_4^+]_{eq})}{2}\)</math> c'est juste ça ?
<math>\(pH = \frac{9,25 + log[NH_4^+]_{eq}}{2}\)</math>
Donc plus NH4+ est bas à l'équilibre, plus le pH est haut
Or <math>\([NH_4^+]_{eq} = C*V(1-\tau)\)</math>
Et <math>\(C_1 > C_2\)</math>
Maintenant il faut voir <math>\(\tau\)</math> pour les deux cas, et si on en déduit deux <math>\([NH_4^+]_{eq}\)</math> différents, on à trouvé deux pH différents
J'ai un peu la flemme... j'espère que ça déjà c'est bon

Euh, c'est peut être juste, mais ça sort d'où tout ça ? (sans blague, je ne vois pas, c'est peut être tout simple pourtant... ) Moi je pensais juste faire le tableau d'avencement pour en déduire le pH en fonction de la concentration initiale et du pKa. Et c'est quoi le <math>\(\tau\)</math>, on ne le notait pas pareil.

Salut,

Correction de ton équation. On commence par:
<math>\(K_a = \frac{[NH_3][H_3O+]}{[NH4+]}\)</math>
En calculant le log on obtient :
<math>\(ph = pk_a + log(\frac{[NH_3]}{[NH4+]})\)</math>

Pour le reste du problème il y a un souci: NH3 est une base (forte) et NH4+ est un sel (il faudrait d'ailleur donner le contre-ion, j'approuverai NH4Cl). On peut imaginer qu'on ajoute une quantité variable de sel pour s'amuser à voir le résultat ... Ou on prend un autre couple, je propose un grand classique, l'acide acétique: CH3COOH/CH3COO- avec pKa = 4.76.

Je t'encourage à continuer tes calculs tu n'es pas très loin

Edit: Le Zcode et Tex ne sont pas UserFriendly

J'ai fais un peu à la va vite et <math>\(\tau = \frac{x_f}{x_{max}}\)</math> et <math>\(\tau\)</math> s'exprime sous la forme d'une equation du second dégré du style <math>\(C \times \tau^2 + Ka \times \tau - Ka = 0\)</math> (a peu près ça). Cette équation se trouve en exprimant Ka et en remplacant les concentrations par leur valeur théorique à l'équilibre (Du style <math>\(C \times V - x_f\)</math> avec <math>\(x_f = \tau \times x_{max}\)</math>
Comment tu comptais faire @dr1 pour calculer depuis la concentration initiale et le pKa ?

Ah oui, tiens c'est pas bête ça, je n'avais jamais vu cette methode.

En fait, ce que j'aurais voulu faire serai revenu au même, ça aurait été plus détaillé c'est tout.