approximer le pH d'un sel sans calcul ?

[latiniste]

Bonjour à tous !

Je voulais vous poser une question. En travaux pratiques, notre professeur nous a demander de déterminer le pH de 3 sels différents le FeCl3, le Na2HPO4 et le Ca(CH3COO)2 ! Je me suis dis "no problemo ! on a qu'à partir sur un dosage acide-base ou tout simplement, on utilise du papier pH qui nous donnera un ordre de grandeur". Mais, il voulait qu'on fasse ça de manière "qualitative" sans calcul. Et là, je me retrouve bien embêter.

J'ai donc commencé par écrire l'équation des 3 sels dissous dans l'eau. Du coup, j'ai 2 acides faibles et une base faible. Mais cette information ne nous permet pas d'estimer le pH de ces sels en solution. Non ? Je ne comprends pas comment on peut affirmer grosso modo le pH comme ça. Doit-on utiliser le pKa et le Ka ? J'ai vu sur internet que le pH du FeCl3 est très acide entre 1 et 2. Mais comment tu sais ça si tu n'as ni la concentration, ni le droit d'utiliser les formules pour les 3 sels. O.o

FeCl3 --> Fe3+ + 3 Cl-

Na2HPO4 --> 2 Na+ + HPO42-

Ca(CH3COO)2 --> Ca2+ + 2 CH3COO-

Merci de votre compréhension

[horuse10]

salutations,

en effet donner une valeur numérique sera difficile, mais toutefois on pourra dire facilement qui est plus acide que son voisin

tu as bien identifié CH3COO- comme une base faible elle a donc un pH en solution supérieur à 7

de plus tu sais que HPO4 2- est une espèce amphotère issue de la neutralisation de 2 acidités de l'acide phosphorique (H3PO4)

il s'avère donc que le pH en solution de sa " base la plus forte" l'ion phosphate conduira à une solution basique
de même une solution de H2PO4 sera donc acide

on peut donc s'attendre à ce que l'espèce amphotère située entre les deux soit neutre soit un pH d'approximativement 7

enfin pour FeCl3 si tu écrit la formule de Lewis de ce composé tu te rendras compte que l'atome de fer porte une case quantique vide ce qui selon le même auteur le rend acide ( Acide de Lewis )
tu peux donc t'attendre à ce que ce dernier soit acide et donc d'un pH très inférieur à 7 ( le acide de Lewis sont généralement assez fort si je ne m'abuse )

voilà

[Maurice]

On peut être plus précis.
FeCl3 va donner un pH très acide, de l'ordre de 1 à 3, quelle que soit la concentration.
L'acétate de calcium, va donner comme tous les acétates un pH de l'ordre de 8 à 9.
Le phosphate de disodium va donner un pH compris entre les deux pKa, donc de l'ordre de 8 à 10.

[brusicor02]

Bonsoir,

En effet, pour le chlorure ferrique, on assiste à la réaction :

$ \text{Fe}^{3+}_{\, (aq)} + \text{H}_2\text{O}_{\, (\ell)} \rightarrow \left [\text{Fe(OH)} \right ]^{2+}_{\, (aq)} + \text{H}^{+}_{\, (aq)} $
On a donc une solution très acide : pour une concentration de 0.1 mol.L-1, la solution a un pH proche de 1. On l'utilise même pour graver des circuits imprimés.

[latiniste]

Merci infiniment pour toutes vos réponses qui me conforte (presque) dans chacun des cas !

Toutefois, dans le cas de l'acétate de calcium, j'avais imaginé et prédis un pH inférieur à 7. (acide)

J'avais en effet pensé que la dissolution nous permettait d'obtenir les ions Ca2+ et les ions CH3COO-. Après ça, j'ai imaginé que les ions CH3COO- réagissaient avec l'eau afin de former du CH3COOH. J'arrivais de ce fait à une solution acide.


Ca(CH3COO)2 --> Ca2+ + 2 CH3COO-

CH3COO- + H2O --> CH3COOH + OH-

Qu'en pensez-vous ? Ce n'est pas plausible ?

[Maurice]

la formule de RuBisCo n'est pas équilibrée. Il manque un atome H. Il aurait fallu écrire :

Fe3+ + H2O --> [Fe(OH)]2+ + H+

[brusicor02]

En effet, c'est corrigé. Merci Maurice pour ta vigilance !

[alexchimiste]

J'avais en effet pensé que la dissolution nous permettait d'obtenir les ions Ca2+ et les ions CH3COO-. Après ça, j'ai imaginé que les ions CH3COO- réagissaient avec l'eau afin de former du CH3COOH. J'arrivais de ce fait à une solution acide.

Ca(CH3COO)2 --> Ca2+ + 2 CH3COO-

CH3COO- + H2O --> CH3COOH + OH-

Qu'en pensez-vous ? Ce n'est pas plausible ?

Non non ce n'est pas plausible... Dans chacun des cas il y a effectivement dissociation, mais ensuite il s'avère qu'il y a un des ions qui est spectateur, et l'autre ion a une activité acidobasique...
Dans le cas de l'acétate de calcium, le calcium n'a aucune propriété acidobasique, c'est l'ion acétate qui est en l'occurrence une base faible. L'acétate ne réagit pas avec l'eau pour former de l'acide acétique, c'est absolument faux... L'ion acétate impose un pH légèrement supérieur à 7.

L'hydrogénophosphate de sodium va également se dissocier, mais l'ion sodium est complètement spectateur, l'explication reste la même.

Dans le cas du chlorure de fer, c'est l'inverse, les ions chlorure sont aprotiques, ils regardent juste la réaction de l'acide de Lewis avec l'eau. Qui est une base de Lewis.

[brusicor02]

Quand on a des sels issus de l'action d'un acide sur une base, on constate ceci :
- pour un acide fort et une base forte, on obtient un sel à caractère neutre (type NaCl provenant de HCl et NaOH)
- pour un acide fort et une base faible, on obtient un sel à caractère acide (type NH4Cl provenant de HCl et NH3 (aq))
- pour un acide faible et une base forte, on obtient un sel à caractère basique (type NaOCOCH3 provenant de CH3COOH et NaOH)
- pour une acide faible et une base faible... et bien, cela dépend de beaucoup de choses, pas de formule miracle.

[Maurice]

J'ai l'impression qu'Alexchimiste n'a pas bien compris ce que c'est qu'une hydrolyse partielle basique.
Il dit que l'ion acétate a une réaction légèrement basique mais ne forme pas d'acide acétique. Comment peut-on dire une chose pareille ? Pour que l'ion acétate ait une réaction basique, il faut qu'il réagisse avec l'eau et forme quelques ions OH-. Mais ce faisant il forme aussi de l'acide acétique, qui est bien sûr non dissocié, et peu abondant. Mais il ne peut pas faire autrement que de faire un peu d'acide acétique. S'il ne faisait pas d'acide acétique non dissocié, la solution ne serait pas devenue basique. Cela ressorit de l'équation :
CH3COO- + H2O --> CH3COOH + OH-

[alexchimiste]

Et moi Maurice, je pense que tu as perdu de vue la signification de "partielle". Mon propos indiquait qu'il n'y avait pas de transformation TOTALE comme semblait le mentionner Latiniste.

Et je te serai gré d'éviter les commentaires du genre "comment peut on dire une chose pareille?", ça recommence à m'énerver ta manière de prendre les gens de haut comme ça.

[darrigan]

J'avais en effet pensé que la dissolution nous permettait d'obtenir les ions Ca2+ et les ions CH3COO-. Après ça, j'ai imaginé que les ions CH3COO- réagissaient avec l'eau afin de former du CH3COOH. J'arrivais de ce fait à une solution acide.
Ca(CH3COO)2 --> Ca2+ + 2 CH3COO-
CH3COO- + H2O --> CH3COOH + OH-

Hé bien oui, justement, mais elle n'est pas acide ! Cette 2e réaction est équilibrée, il faudrait l'écrire avec une double flèche. La molécule CH3COOH a beau s'appeler "acide acétique", ce n'est pas pour cela que la solution obtenue est acide, c'est juste quand cette molécule se dissocie dans l'eau, qu'il se forme CH3COO- et H+, et ce sont les ions H+ qui sont responsables de l'acidité, pH < 7.
Mais ici, il se forme CH3COOH et OH- , c'est donc basique puisqu'il y a des ions hydroxydes ! Il n'y a pas d'ions H+ tu comprends ?

Pour préciser, je pense qu'il faut insister sur un mot utilisé par maurice : acide non dissocié. En effet, un acide au sens de Bronsted, tant qu'il n'est pas dissocié (ne serait-ce que partiellement) en sa base conjuguée et en H+, ne manifeste pas son caractère acide.
Enfin, moi c'est comme ça que j'ai appris à le comprendre.

[latiniste]

Un grand merci à tous pour avoir apporter "une pierre à l'édifice" ! Je comprends mieux maintenant. Oui, j'ai fait une faute : il est vrai que mon équation laisse entendre que la réaction est totale. Si j'utilise du papier pH, j'obtiendrai donc un résultat basique ?!

Ca peut quand même parfois paraître abstrait cet chimie. Mais bon sang qu'est ce que c'est intéressant !


Carpe diem

[darrigan]

Oui ! Légèrement basique, vers 8-9.