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Mélange d' acide fort et de base faible
Bonjour,
j'ai un exercice qui me donne des difficultés.
On considère une solution d'ammoniac de concentration Cb=0,O1mol/l
On demande quel volume Va de Chlorure d'hydrogene gazeux faut-il dissoudre dans un volume Vb=20ml de la solution d'ammoniac pour obtenir un mélange de pH=4.
Je ne sais pas vraiment comment faire.
Bonjour,
http://fr.wikipedia.org/wiki/Ammonium
NH4+ + HCl -> NH4+ + Cl-
Ph=-log[NH4+]
[NH4+]=10^-4 mol.l^-1
n=C*V n:mole C:mol.l^-1 V:l
la réponse de geege n'est pas correcte.
L'un des réactifs est NH3 et non NH4+
l'équation de la réaction qui se produit est
NH3(aq) +H3O+ = NH4+(aq) + H2O
on écrit NH3 +HCl= NH4+ + Cl- quand les réactifs sont tous les 2 gazeux.Dans ce cas on obtient des cristaux formés par les ions Cl- et NH4+ (fumée blanche)
Si HCl(g) est dissous dans l'eau,il réagit sur l'eau en donnant H3O+ +Cl-
d'autre part NH4+ est un acide faible
deuxième erreur
Le pH d'un acide faible n'est pas égale à -log C .
pH= 1/2 (pKa-log C) si l'acide faible est peu dissocié et sa concentration pas trop faible
si la totalité de NH3 réagit avec les H3O+ on obtient une solution de 0,01 mol/L de NH4+.(le volume ne varie pas)
Le pH de la solution serait alors : pH= 1/2(pKa -log(0,01))= 1/2(9,2+2)=5,6
Dans l'énoncé on dit que pH= 4 .
Comme pH< 5,6 on en déduit que H3O+ est en excès.
soit nb la qté de NH3 initiale et na la qté de H3O+ introduite
à l'état final on aura
n(NH3)=0
n(H3O+)=na-nb
[H3O+]=(na-nb)/V=10-4
na=[H3O+]*V +nb
na= 10-4*20.10-3 +1.10-2*20.10-3
na=2.10-6 +2.10-4=2,02.10-4mol
si VM=24 mol/L
V(HCl)=24*2,02.10-4=4,8.10-3 L
dans cette résolution on néglige les H3O+ qui proviennent de la réaction de NH4+ avec l'eau,devant les H3O+ venant de HCl.
bonjour,
en présence d'un excès d'acide ,le pH =4 soit [H3O+]=10-4mol/L
Ces H+ proviennent:
de l'excès de H+ n'ayant pas réagit avec NH3 (1)
des H+ résultant de l'équilibre NH4+ +H2O= NH3 +H3O+ (2)
des H+ résultant de l'autoprotolyse H2O + H2O= H3O+ + OH- (3)
donc [H3O+]totale=[H3O+](1) +[H3O+](2) +[H3O+](3)
à pH=4 ,[OH-]=10-10mol/L
l'autoprotolyse de l'eau produisant autant de H3O+ que de OH-,la concentration en H3O+ provenant de l'autoprotolyse est néglieable devant la concentration totale de 10-4 mol/L
si NH4+formé était seul il produirait une certaine qté de H+ .selon la réaction NH4+ +H2O =NH3 +H3O+.On serait alors à l'équivalence.
le pH serait alors égal à 5,6. soit [H3O+]=2,5.10-6mol/L
En présence d' un excès de H3O+,l'équilibre NH4+ +H2O =NH3 +H3O+ est déplacé vers la gauche ,si bien que la production de H+ provenant de NH4+ va diminuer
[H3O+]due à la réaction 2 sera inférieure à 10-6 mol/l ,et il est légitime de négliger les H3O+ provenant de cette réaction ,devant la qté totale de H3O+ (10-6 négligeable devant 10-4)
On peut ainsi justifier que le pH est imposé par cet excès de H+ venat de HCl.
Le pH =-log C soit [H3O+]=10-pH
Dans cette réaction ,le volume de la solution ne varie pas.V total =Vb ,soit le volume de la solution de NH3
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