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Chimie
Bonjour,
J'ai une petite question en chimie, car je ne suis pas sûr de ce que j'ai fait !
Voilà, l'énoncé : l'ammoniac (NH3) est un gaz très soluble dans l'eau. Dans la solution aqueuse, a lieu la reaction :
NH3 + H2O = NH4+ + HO-
On étudie à 25°C une solution dont la concentration en NH3 initiale est ci = 0,10 mol/L et la concentration à l'équivalence est céq = 9,9 * 10^-2 mol/L. Le pH de la solution est de 11,2.
Montrer que la concentration en ions oxonium de la solution est négligeable devant celles des autres ions de la solution.
[H3O+] = 10^-pH = 6,31*10^-12 mol/L.
J'ai calculé xmax avec nNH3 :
xmax = 0,10 mol
et donc les concentrations des ions : NH4+ et HO- sont égales à 0,10 mol/L.
Est-ce que ce que j'ai fait est correct ?
Merci d'avance pour votre réponse.
Marly.
Bonjour,
Je pense que ce qu'y est au-dessus est bon, mais si quelqu'un pouvait me le confirmer cela serait bien, SVP, merci d'avance !
Par contre j'ai une petite question sur le même exercice, ils me demandent de calculer une conductivité à l'équilibre donc je suppose que les concentrations doivent être à l'équilibre mais je n'ai pas H3O+ dans mon équation, ce qui me gêne pour mettre les concentrations à l'équilibre, comment faire ?
Merci d'avance.
Marly.
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