Ou une réaction se produit-elle dont je ne suis pas conscient ?

Il y a trois réactions, et vous les connaissez probablement toutes :

$\tag{1}\ce{H2O(l) <=> H+(aq) + OH-(aq)}$

$\tag{2}\ce{HCl(aq) -> H+(aq) + Cl-(aq)}$

$\tag{3}\ce{Ch3COOH(aq) <=> H+(aq) + CH3COO-(aq)}$$

La concentration de $\ce{H+}$ dans ces trois réactions est la même car tout se passe dans la même phase. Donc ce qui se passe dans les réactions (1) et (2) influence l’équilibre de la réaction (3).

Puis-je simplement trouver les libérés par la réaction de CH3COOH avec l’eau et les ajouter aux libérés par HCl, additionner les deux concentrations et ensuite calculer le pH de cette façon ?

Non vous ne pouvez pas car si vous revenez à la réaction (3), vous n’êtes plus à l’équilibre. Pour éviter d’essayer de fixer un équilibre tout en en gâchant un autre, il y a deux stratégies :

a) Mettez tout dans un système d’équations, et résolvez-les d’un seul coup (méthode préférée si vous utilisez un solveur d’équations).

b) Commencez par les espèces majeures en ignorant les espèces mineures et les réactions qui n’influencent pas beaucoup les espèces majeures. Ensuite, passez à ces autres réactions et aux espèces mineures. Cette méthode est préférable lorsque vous devez faire les calculs sur papier et que vous n’avez pas besoin de la solution exacte.

La réponse approximative

Après mélange et en ignorant toutes les réactions de dissociation des acides, les concentrations sont les suivantes :

c(acide acétique) = 50 / 125 * 0,3 M = 0,12 M

c(acide chlorhydrique) = 75 / 125 * 0.2 = 0,12 M

Donc voici les étapes :

1. Laisser l’acide chlorhydrique se dissocier et obtenir la concentration en ions hydrogène et le pH
2. Vérifier si l’acide acétique se dissocie sensiblement
3. Vérifier si l’eau se dissocie sensiblement

Pour la première étape, nous obtenons = 0,12 M, et pH = 0,92. Ces résultats sont provisoires car nous n’avons pas laissé les autres acides (eau et acide acétique) se dissocier.

Pour la deuxième étape, nous ne sommes pas encore à l’équilibre (pas encore d’acétate). Cependant, le pH est très faible par rapport au pKa de l’acide acétique, donc à moins que le pH ne change beaucoup, il ne se dissociera pas beaucoup. Essayons de calculer la concentration en acétate en supposant que le changement de concentration en acide acétique et en ions hydrogène est négligeable.

$$ = K_a * / \ce{} = \pu{1.8e-5} * 0,12 / 0,12$$

On ne fait donc pas une grosse erreur si on dit que les concentrations d’acide acétique et d’ions hydrogène n’ont pas beaucoup changé à cause de la réaction 2. Si nous voulons, nous pouvons mettre à jour la concentration en ions hydrogène de 0,12 M à 0,120018 M.

Pour la troisième étape, nous faisons ce que nous faisons toujours lorsque le pH est sensiblement acide. Nous calculons simplement la concentration en hydroxyde en supposant que la concentration en ions hydrogène n’est pas beaucoup affectée par la dissociation de l’eau. Le résultat est de $\pu{8.3e-14}$. Si nous le souhaitons, nous pouvons actualiser la concentration en ions hydrogène de 0,120018 M à 0,120018000000013 M et obtenir un pH de 0,92075. (Rien de tout cela n’a de sens car nous n’avions que 2 chiffres significatifs pour la constante de dissociation de l’acide acétique.)

Parce que nous avons supposé une concentration en ions hydrogène de 0,12 M pour la deuxième étape et de 0,120018 M pour la troisième, même si ce n’est pas tout à fait vrai, les réactions (2) et (3) ne sont pas tout à fait à l’équilibre pour les concentrations que nous avons calculées. Ce qui est bien, c’est que dans la plupart des cas, cela n’a pas d’importance.