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.