problème d'acide (ph)

[invite9d2fc54c]

Bonjour à tous, j'ai quelques exercices à faire, après avoir résolu facilement le premier, je calle à la fin d emon deuxième :s

l'énnoncé est :

Calculer le pH dans un litre de solution d'amoniac 1M dans laquelle sont dissous 26,75g de chlorure d'amonium.

j'ai donc

NH3 + H2O => NH4+ + OH-

NH4CL => NH4+ + Cl-

[NH4+] = 1 + 0.5 mole = 1.5 mole

pH = -log racine de Ka x Ca
pH = - log racine de (6 x 10^-10 x 1.5)

mais j'arrive à 4.5 au lieu de 9.5 ....

Quelqu'un pourrait me dire où se situe mon erreur et éventuellement la corriger?
Merci d'avance
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[invite4021e8ad]

je ne comprends pas d'où tu sors ceci:

[NH4+] = 1 + 0.5 mole = 1.5 mole

les réactions en jeu ne sont pas totales, il doit donc y avoir un équilibre

[invite9d2fc54c]

du au fait que

NH3 + H2O => NH4+ + OH-

1mole de NH3 donc par équilibre une de NH4+
et ensuite
26,75g ça fait une demi mole de NH4Cl
donc je récupère ma demi mole via
NH4CL => NH4+ + Cl-

non?
(désolé si je suis à coté de la plaque, c'est ce que je pense en tout cas)

[moco]

L'erreur que tu fais, c'est de penser que tout ton NH₃ se transforme intégralement en NH₄⁺, alors qu'il n'en est rien. La quantité de NH₃ qui se transforme en NH₄⁺ est infime. Elle peut être négligée, puisque NH₄⁺ est un acide faible
Ta solution contient donc 1 mole de NH₃ et 0.5 mole de NH₄⁺, et c'est tout.
Tu appliques la définition de K, soit :
K = [H⁺] 0.5/1 ;
Et tu en tires [H⁺] = 2K, donc le pH.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite9d2fc54c]

j'ai aussi remarqué un autre probleme, j'utilise la formule de l'acide faible alors qu'ici, il s'agit d'une base faible, non?
enfin je vais tester tout ça pour voir si ça marche, merci