acide fort plus base faible

[invitec27eb827]

Bonjour ,
J'ai un exercice en chimie je bloque un peu.
On a 100 mL de HCL à 0.5 M, on ajoute 50 mL de NaOH à 2N. ( 1 er mélange)
A ce mélange on ajoute 100 mL de HNO3 à 1.5 N ( 2eme mélange)
Puis à ce 2 eme mélange , on ajoute 0.2 moles d'ammoniac ( 3 ème mélange)
Le 3 ème mélange est un barbotage le volume ne change pas.
Calculer le ph des différents mélanges.



je bloque déjà pour le premier ...
voila ce que j'ai fait :
HCL + NAOH = h2O + CL-

concentration de HCL : 0.2 M
concentration de NAOH : 0.4 M

j'ai fait un tableau d’avancement mais je trouve que les h3o+ sont entièrement consommé alors que j'en ai besoin pour calculer le PH ?
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[sfnsfn2]

le premier mélange acide fort + base forte: il faut calculer le nombre de moles de chaques especes et voir lequel est en exces
on trouve la base, pH de base forte
on ajoute de HNO3, acide fort, au mélange 1
meme méthode que le premier
acide en exces
le 3eme mélange , on ajoute une base faible,

[invitec27eb827]

Bonjour je trouve pour le premier mélange : pH = 14+ log ( 0.66) = 13.82 ( base forte)
pour le deuxieme mélange je trouve 14+log ( 0.4) = 13.6 ( base forte )
et la 3 ème je sais pas trop !

Est ce que cela est juste ?

[invitec27eb827]

bon enfait jai trouver autre chose :
pH = 14+log (Cb -Ca ) = 14 + log ( 0.66-0.33) = 13.52
car la base est en exès...

[A voir en vidéo sur Futura]

[jeanne08]

un tableau d'avancement se fait avec des mol et non des concentrations en mol/L

On reprend donc : on met 0.1L de HCl à 0.5 mol/L avec 0.05L de soude à 2 mol/L donc on met 0.05 mol de H3O+ et 0.1 mol de OH- . Il se produit la réaction H3O+ + OH- -> 2H2O et les H3O+ disparaissent totalement et il reste 0.05 mol de OH- qui se trouvent dans 0.150 L de solution. la concentration en OH- est donc 0.05/0.150 + ... mol/L d'où le pH ....
On ajoute alors 0.1L de solution d'acide nitrique avec 1.5 mol/L soit 0.015 mol de H3O+ . Il se produit la même réaction que précédemmment et on voit que les OH- disparaissent totalement et il reste 0.1 mol de H3O+ qui se trouvent dans 0.25 L de solution. La concentration de H3O+ est donc .... d'où le pH ...
On ajoute ensuite 0.2 mol de NH3 et il se produit la réaction NH3+ H3O+ -> NH4+ ... on a donc .... dans 0.25L de solution...

[invitec27eb827]

Merci !
Mais je vois vraiment pas ce qu'il faut mettre a la place des ... dans le premier mélange on doit résoudre une équation du second dégréés ?

[jeanne08]

tu sais que pH = - log(H3O+) donc si tu connais la concentration de H3O+ en mol/L tu calcules le pH facilement ...
tu sais aussi que (H3O+)*(OH-) = Ke = 10^-14 donc si tu connais la concentration en OH- en mol/L tu calculeras (H3O+ ) puis le pH

- pour le premier mélange tu as dans la solution , après réaction, 0.05mol de OH- dans 0.15 L de solution donc la concentration en OH- est 0.05/0.15 mol/L , tu calculeras ensuite (H3O+) puis le pH
- après ajout d'acide nitrique tu as 0.1 mol de H3O+ dans 0.25L de solution , tu peux donc calculer la concentration en H3O+ puis le pH
- après ajout de NH3 tu vas calculer ce qui se trouve dans la solution puis tu devras regarder ton cours pour calculer le pH de la solution obtenue.

[invitec27eb827]

Donc si j'ai bien compris il reste pour le 3 ème mélange 0.1 mole de HO- dans 0.25L
Et on calcule le pH comme précédemment .

[jeanne08]

non . Pour le troisième mélange les choses se compliquent car tu mets 0.2 mol de base faible NH3 dans une solution qui contient 0.1 mol de H3O+ ( le volume total est 0.25 L ) . Il se produit la réaction NH3 + H3O+ -> NH4+ + H2O et il reste donc 0.1 mol de NH3 et il s'est formé 0.1 mol de NH4+ . La solution contient un mélange équimolaire d' un couple acide-base conjugué ... as tu vu cela en cours ?

[invitec27eb827]

je pensait que NH3 était une base forte ..
Et oui donc on a pH= pKa+ log (B/A) = pKA