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Mélange acido-basique
Bonjour,
je bute sur cet exo, dont la correction ne m'éclaire guère...
On mélange un volume V1 = 10 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire volumique C1 = 1,0.10-2 mol/L avec un volume V2 = 5 mL d'une solution d'ammoniac de concentration molaire volumique C2 = 4,0.10-2 mol/L. Le pH du mélange ainsi obtenu vaut pH = 9,2.
1/ Écrire l'équation bilan de la réaction chimique qui a lieu au cours du mélange.
Mon raisonnement :
Acide chlorhydrique : H3O+ et Cl-
Ammoniac : NH3 avec comme pour couple acido-basique NH4+/NH3
L'équation : H3O+ + NH3 -> H2O + NH4+
La correction :
NH3 + H3O+ + Cl- -> NH4+ + H2O + Cl-
Pourquoi s'embêter à inclure les ions Cl- qui ne réagissent avec rien ?? 
2/ Faire l'inventaire des espèces chimiques présentés dans la solution obtenue.
La correction :
NH3, H2O, NH4+, Cl-, H3O+ et OH-
Je ne comprends pas comment les ions OH- qui n'apparaissent pas dans l'équation peuvent ici intervenir.
Et je ne comprends encore d'autant moins comment on peut prédire, deviner les espèces présentes si jamais il y avait un réactif limitant dans la réaction.
3/ Calculer la concentration molaire volumique de chacune de ces espèces.
Moi j'étais partis sur un tableau d'avancement en prenant garde au pH donc à la concentration en ions H3O+ censés restés dans le bécher à l'état final, et déterminer ainsi toutes les autres quantités de mol puis diviser par le volume total. Je me suis un peu cassé les dents car je suis tombé sur des nombres de mol négatif...
Je ne comprends pas du tout la correction donnée !
Par exemple, la concentration de NH3 est C2*V2/(V1+V2)
Pour moi, le terme C2*V2 ne semble pas traduire le faire que la réaction évolue et donc le nombre de mol diminue.
Puis ça part sur des égalités de sommes de concentration ou de conservation de matière, je n'avais jamais vu cela !
Merci d'avance 
1/ Effectivement, il est inutile de mettre les ions Cl- dans l'équation bilan car ce sont des ions spectateurs, mais cela permet de montrer qu'ils sont bien présents dans la solution (cf. question suivante). Ton équation est donc tout à fait juste !
2/ Les ions HO- proviennent de la réaction d'autoprotolyse de l'eau : 2H2O = H3O+ + HO-
Cette réaction a lieu dans toute solution aqueuse même dans l'eau pure, mais sa constante d'équilibre étant très faible (Ke = 10-14), elle est très limitée donc la concentration en ions H3O+ et HO- formés est très faible (10-7 mol/L dans l'eau pure, d'où pH=7). On la néglige donc la plupart du temps, sauf pour des solutions très diluées.
Pour savoir si l'un des réactifs est limitant, il faut déterminer les concentrations respectives de chacun des réactifs :
- H3O+ : n1=C1V1=0,01
10-2=10-4 mol
- NH3 : n2=C2V2=0,0054.10-2=2.10-4 mol
Les ions H3O+ sont donc limitant. Ils sont donc entièrement consommés, mais il y a cependant une faible quantité d'ions H3O+ présent du fait de l'autoprotolyse de l'eau !
3/ Il faut effectivement raisonner sur un tableau d'avancement. Sachant que H3O+ est consommé totalement, on en déduit xmax et par suite les quantités de matière des différentes espèces. Il faut ensuite les diviser par le volume total (V1+V2) pour obtenir les concentrations.
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