1. Comprendre les concepts

* Acide acétique (CH3COOH) : Un acide faible, ce qui signifie qu’il ne s’ionise pas complètement dans l’eau.

* pH : Une mesure de l'acidité ou de l'alcalinité d'une solution. Un pH plus bas indique un acide plus fort.

* Ka : Constante de dissociation acide, qui indique la force d'un acide. Pour l'acide acétique, Ka =1,8 x 10^-5.

2. Calculer la molarité de la solution

* 3 % d'acide acétique signifie 3 g d'acide acétique pour 100 ml de solution.

* Convertir des grammes en taupes :

* Masse molaire de l'acide acétique (CH3COOH) =60,05 g/mol

* Moles d'acide acétique =(3 g) / (60,05 g/mol) =0,05 mol

* Convertir des mL en L : 100 ml =0,1 litre

* Calculer la molarité (M) :

* Molarité =(moles de soluté) / (volume de solution en litres)

* Molarité =(0,05 mol) / (0,1 L) =0,5 M

3. Configurer l'expression d'équilibre

L'acide acétique s'ionise dans l'eau selon l'équilibre suivant :

CH3COOH(aq) ⇌ H+(aq) + CH3COO-(aq)

* Concentrations initiales :

* [CH3COOH] =0,5M

* [H+] =0 (initialement)

* [CH3COO-] =0 (initialement)

* Changement des concentrations :

* -x (pour CH3COOH)

* +x (pour H+)

* +x (pour CH3COO-)

* Concentrations à l'équilibre :

* [CH3COOH] =0,5 - x

* [H+] =x

* [CH3COO-] =x

4. Utilisez l'expression Ka pour résoudre [H+]

Ka =[H+][CH3COO-] / [CH3COOH]

1,8x10^-5 =(x)(x) / (0,5 - x)

5. Simplifier l'équation (hypothèse)

Puisque Ka est petit, nous pouvons supposer que x est bien inférieur à 0,5. Cela nous permet de simplifier l’équation :

1,8x10^-5 ≈x^2 / 0,5

6. Résoudre x (qui est égal à [H+])

*x^2 =9x10^-6

* x =√(9 x 10^-6) =3 x 10^-3 M

7. Calculer le pH

pH =-log[H+]

pH =-log(3 x 10^-3)

pH ≈ 2,52

Par conséquent, le pH d'une solution d'acide acétique à 3 % est d'environ 2,52.