« Chimie générale/Acides et bases » : différence entre les versions

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→‎Cas d'un acide faible : neutralité élec
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=== Cas d'un acide faible ===
 
Si on introduit une concentration connue C<sub>''a''</sub> d'acide faible, d'après la loi de conservation des atomes A, nous avons
: C<sub>''a''</sub> = [HA] + [A<sup>–</sup>]
Si [A<sup>–</sup>] > 10 × [HA], alors nous négligeons [HA] et faisons l'approximation
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Nous avons donc une zone « grise » de pH entre pK<sub>''a''</sub> –1 et pK<sub>''a''</sub> + 1 où les approximations ne sont pas valables et où il faut résoudre les équations complètes.
 
La neutralité électrique impose :
: [A<sup>–</sup>] + [OH<sup>–</sup>] = [H<sub>3</sup>O<sup>+</sup>].
Comme nous avons une solution acide, l'ion OH<sup>–</sup> est minoritaire, nous faisons donc l'approximation :
: [A<sup>–</sup>] = [H<sub>3</sup>O<sup>+</sup>]
Donc le point d'équilibre recherché est à l'intersection des droites représentatives de log [A<sup>–</sup>] et log [H<sub>3</sup>O<sup>+</sup>].
 
Pour valider la résolution graphique, nous vérifions que nous sommes bien en dehors de la « zone grise ».
 
[[Catégorie:Chimie]]