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Réaction acide-base Ka
Bonjour à toutes et à tous,
Je bloque depuis longtemps sur un exercice qui semble pourtant simple :
On dissout dans un litre d'eau 1,0 * 10^-5mol d'ammoniac NH3 (aq).
Déterminer la concentration en ions ammonium NH4+ (aq) et en ammoniac NH3 (aq) dans la solution à l'équilibre chimique.
Données : Constante d'acidité du couple NH4+ (aq) / NH3 (aq) : Ka = 10^-9,2
Je n'ai rien trouvé de concret, seulement des pistes infructueuses. A quoi sert le Ka ? Il ne manque pas une donnée ?
L'équation de la réaction : NH3 + H20 ↔ NH4+ + H0-
Si on connaissait le ph de la solution, on obtiendrait la concentration en ions oxonium à l'équilibre, et donc la concentration en ions HO- grâce au produit ionique de l'eau, et [HO-] eq = [NH4+] eq d'après l'équation. On en déduit [NH3]eq = [NH3]i - [NH4+] eq avec [NH3]i = 1,0*10^-5 mol/L
Peut-on obtenir le ph de la solution ? que faut-il faire sinon ?
Merci d'avance pour votre aide
Bonjour
Pas très simple car à une telle faible concentration, on ne peut pas a priori considérer la base NH3 comme très faiblement dissociée.
Méthode possible pour déterminer d'abord la concentration en ions oxonium h=[H3O+] et le pH. Ensuite : facile.
La conservation de la matière conduit comme du l'as écrit à :
[NH3]+[NH4+]=c
La constante d'équilibre te donne le rapport des deux concentrations précédentes en fonction de Ka,h et c.
On écrit ensuite la relation d'électro neutralité de la solution : somme des concentrations en ions + = somme des concentrations en ions -.
En tenant compte de l'autoprotolyse de l'eau, on obtient l'équation dont h est solution.
Pour simplifier un peu, tu peux tenter de négliger l'autoprotolyse de l'eau en considérant h<<[HO-] mais le résultat ne sera cohérent que si cela conduit à pH>7,5.
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