Solubilité

[invitec001a56c]

Bonjour,
je relis un corrigé et je rencontre quelques difficultés...
On veut déterminer la solubilité s de AgCl dans une solution décimolaire d'ammoniac.
La réaction est : AgCl + 2NH3<-> [Ag(NH3)2]++Cl-. (d'après le texte on néglise [Ag(NH3)]+
En notant X= nb mole de AgCl on a à l'équilibre [NH3]= 0.1-2s.
Pourquoi? On considère que NH3 est en large excès par rapport à AgCl (pas dis dans l'énoncé)?
Ensuite on vérifie 1 hypothèse sur le pH: NH3 doit être prépondérant par rapport à NH4+. On a NH3+H2O <->NH4++OH- de constante de réaction : KB=[OH-]²/(0.1-2s).
Pourquoi n'a-t-on pas au dénominateur 0.1-x, où x est l'avancement de la réaction?
Merci!
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[jeanne08]

si tu calcules la constante de la réaction prépondérante AgCl + 2NH3 = complexe + Cl- tu la trouves petite ... donc s est vraissemblablement petit devant 0,1 ... d'où , dans tous les calculs 0,1-s ~0,1 ...

[invitec001a56c]

ok j'ai compris!
Et pour ma deuxième question?!
=)

[jeanne08]

même genre de raison : la réaction de NH3 sur l'eau se fait mal ( constante petite) donc on peut considerer que NH3 est quasi intact soit environ 0.1M . Avec Kb( environ 10^-5, on calcule la concentration en OH- de l'ordre de 10^-3 donc pH de l'ordre de 11 ce qui est bien compatible avec beaucoup de NH3 et une quantité négligeable de NH4+ ...

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