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Complexation et equilibre acido basique



  1. #1
    lili137

    Complexation et equilibre acido basique


    ------

    Bonjour,

    J'ai un petit problème avec cet exercice:

    On ajoute 0.02 mole de AgNO3 à 50cm3 de solution d'ammoniac à 10^-3 mol/l. En tenant compte de l'equilibre de protonation de NH3, calculer les concentration des différentes espéces presentes à l'equilibre ainsi que le pH de la solution.
    [Ag(NH3)2]+: pKd=7.2 et NH4+/NH3: pKa=9.25

    Comment tenir compte de l'equilibre de protonation? Y a t-il une formule spéciale?

    Merci d'avance.

    -----

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  3. #2
    jeanne08

    Re : Complexation et equilibre acido basique

    attention les réactions se font avec des quantités de matière mais les constantes d'équilibre s'écrivent avec des concentrations en mol/L ...

    il faut écrire les réactions possibles avec ce que l'on met :
    1) Ag+ + 2 NH3 = Ag(NH3)2 + K = 10 ^7,2 se fait bien , quasi totale
    2) NH3 + H2O = NH4+ + OH- K = Ka se fait mal ... produit autant de NH4+ que de OH- = 10^-14/[H+]

    hypothèses :
    - on néglige la deuxième réaction
    - la premiere réaction se fait bien , comme on met un gros excès de Ag+ ils restent quasi intacts et tout l'ammoniac est transformé en complexe ... il en reste une faible quantité calculable ( soit c cette concentration )
    - on regarde alors combien il a pu se former de NH4+ et OH- à partir de la deuxième réaction en supposant que la concentration en ammoniac reste c ...
    vérification : est ce que [ NH4+] << [ NH3 ] ?

  4. #3
    lili137

    Re : Complexation et equilibre acido basique

    alors j'ai d'abord travaillé avec la première réaction
    et donc je trouve (en mol/L): Ag+=0.02; NH3=8.8*10^-6; [Ag(NH3)2]+=0.000025

    mais aprés il faut faire intervenir la protonation de NH3, comment? En utilisant la 2éme réaction?

  5. #4
    jeanne08

    Re : Complexation et equilibre acido basique

    tes résultats ne sont pas exacts : on ajoute 0,02 mol de Ag+ à 50 mL de solution .... donc les Ag+ quasi intacts sont à la concentration de 0,02/50E-3 = 0,4 mol/L ...
    après avoir rectifié les résultats tu utilises la deuxième réaction pour voir dans quelle mesure les NH3 sont ptotonés par l'eau

  6. #5
    lili137

    Re : Complexation et equilibre acido basique

    j'ai rectifié mes résultat, j'avais oublié de diviser par le volume...
    Mais je bloque pour determiner la concentration en NH4+ et en OH-.

    A partir de la 2éme réaction? Faut-il utiliser le Ka mais si on écrit le ka de la 2eme réaction il ya 2 inconnus?Je ne vois pas comment faire.

    Merci d'avance.

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    jeanne08

    Re : Complexation et equilibre acido basique

    dans la deuxième réaction il se forme autant de NH4+ que de OH- et on considère que , comme cette réaction se fait mal , on a NH3 quasi intact
    [NH3] = c calculé dans la question 1
    [NH4+] = [OH-] = 10^-14 /[H+] ... on met tout cela dans Ka ( c'est le calcul classique du pH d'une solution de base faible )
    reste àvérifier l'hypothèse [NH4+ ] <<[NH3]

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