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.
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 ] ?
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?
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
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.
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]
