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Acide faible-base faible 1
Bonsoir les amis 
J'aimerais avoir votre avis sur mes réponses .
L'énoncé :
On prépare une solution aqueuse de chlorure d'ammonium NH4Cl en dissolvant une masse m de solide dans 500ml d'eau distillée.
1) Calculer m sachant que la molarité de la solution obtenue est C= 4.10-2 M
2. Le pH de la solution obtenue vaut 5,3.
a)Montrer qu'il s'agit d'un acide faible .
b) Écrire l'équation-bilan de la réaction de dissolution du chlorure d'ammonium dans l'eau.
c) Écrire l'équation-bilan de la réaction des ions ammonium (NH4+) avec l'eau.
3) Calculer la molarité de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution.
Mes réponses :
1)
m= 2.10-2 g
2/
a) [H3O+]= 5.10-6 mol/
Alors [H3O+] < C
Donc il s'agit d'un acide faible
b)
NH4Cl+ H2O = NH4+ + Cl-
Cette équation est-elle juste ? Mais ce n'est pas équilibré !!
c)
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
Ceci est-il juste ? Merci de m'expliquer
3)
On a :
C=[NH4+]= [Cl-]= 4.10-2 mol/L
Merci d'avance 
Bonsoir
1° faux : tu n'aurais pas par hasard confondu masse et quantité (en mole) ?
2a : OK
2b : le chlorure d'ammonium est un composé ionique : la dissolution consiste en une simple dispersion des ions parmi les molécules d'eau. Peut-être peut-on évoquer le phénomène de solvatation : chaque ion s'entoure d'un certain nombre de molécules d'eau mais je ne suis pas sûr que cela soit à ton programme. L'équation bilan peut s'écrire tout simplement :
2c : OK ; l'ion ammonium est un acide qui cède donc à une molécule d'eau un ion H+, se transformant ainsi en sa base conjuguée l'ammoniac. La molécule d'eau, en s'associant à H+ se transforme en ion oxonium. L'ammoniac est la base conjuguée de l'ion ammonium. L'eau, en captant H+ se comporte comme la base conjuguée de l'ion H3O+.
3 : OK pour l'ion chlorure car c'est un ion indifférent, c'est à dire un ion qui ne participe à aucune réaction. Faux pour le reste : il faux remplir un tableau d'avancement à partir de l'équation de la réaction écrite précédemment et le compléter connaissant c et [H3O+]...
Je te laisse réfléchir à tout cela et proposer une solution pour 1) et 3).
Hello vanoise
Merci d'avoir répondu
1/
OK plutôt
m= C.V.M = 4.10-2.0.5.53.5= 1,1 g
3. Comment peut-on faire un tableau d'avancement ?
Je ne suis pas habitué de le faire
OK pour 1
Pour 3 : tableau d'avancement :
| espèces chimiques | NH4+ | H2O | NH3 | H3O+ |
| quantités introduites par litre | c | solvant en excès | 0 |  0 |
| concentrations à l'équilibre(mol/L) | c-h | solvant en excès | h | h |
Pour les ions oxonium, je néglige leur concentration initiale due à l'autoprotolyse de l'eau (10-7mol/L)
A l'équilibre, les coefficients stoechiométriques permettent d'obtenir les diverses concentrations en fonction de celle en ions oxonium (h) qui est connue grâce à la mesure du pH. On obtient ainsi :
On remarque que l'ion ammonium est un acide très faible, une proportion très faible de la quantité introduite dans l'eau a réagit sur l'eau pour fournir de l'ammoniac. On remarque aussi que la concentration en ions hydroxyde est totalement négligeable : il est donc justifié d'avoir négligé la réaction d'autoprotolyse de l'eau.
Ici comment savez-vous que la température soit à 25° ?
Cela a sans doute été expliqué dans tes premiers cours sur la notion de pH mais comme cela n'est pas répété régulièrement, cela s'oublie.
Les différentes constantes utiles sont, sauf très rares exceptions précisées dans l'énoncé, indiquées à 25°C.
Pourquoi ? parce que cette température présente deux avantages :
1° : elle est proche des températures ambiantes les plus fréquentes (tout dépend du climat bien sûr...)
2° et surtout : à cette température, la constante d'autoprotolyse de l'eau Ke a une valeur simple : 10-14,00. Puisque Ke dépend de la température, ce n'est qu'à 25°C qu'il est possible d'écrire pour l'eau pure :
Par exemple, à 15°C : Ke=10-14,34 ; dans l'eau pure à 15°C :
\left[H_{3}O^{+}\right]=\sqrt{K_{e}}=10^{-7,17}mol/L\quad;\quad pH=7,17
En clair : tous les calculs que tu fais en pHmétrie ne sont valides qu'à 25°C ; on oublie souvent de le rappeler... D'ailleurs, les pH-mètres les plus sophistiqués possèdent un réglage de température : on affiche la température réelle de la solution et l'appareil indique directement le pH que l'on aurait à 25°C, pas le pH réel si la solution n'est pas à 25°C...
J'ai oublié d'activer l'éditeur d'équation pour une formule de mon message précédent... Je la recopie :
Par exemple, à 15°C : Ke=10-14,34 ; dans l'eau pure à 15°C :
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