acide base

[invite9a10c6bb]

svp aider moi a trouver la réponse a la 3eme qst!
1- Soit une solution A obtenue par dissolution de 0,448L de chlorure d'hydrogéne (C.N.T.P.) dans 200ml d'eau.
-> Calculer le pH de la solution

2- Soit une solution B obtenu par dissolution de 0,535g de chlorure d'amonium dans 100ml d'eau.
->Calculer le pH
-> Calculer le coefficient de dissociation (alpha) de l'ion amonium

3- On melange 200ml de solution A + 100ml de solution B
->Décrire le phénoméne chimique qui se produit. Montrer que le pH de la solution obtenu est trés voisin de celui resultant de la dilution de 200ml de A par 100ml de B.
-> Calculer le coefficient de dissociation (alpha prime) de l'ion amonium et comparer alpha et alpha prime.
donnés : pka nh4+/nh3 = 9.25
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[petitmousse49]

Bonjour
Et si tu expliquais ce que tu as réussi à faire et ce qui te bloque ? Plus facile de t'aider ensuite !

[invite9a10c6bb]

j'ai fait la question 1 et 2 mais la 3eme je bloque je sais même pas d'où commencé

[petitmousse49]

En 3 : tu vas avoir une réaction quasi totale entre les ions oxonium de l'acide chlorhydrique et l'ammoniac de la solution B. Tu peux remplir un tableau d'avancement. Tu sais que le pH s'exprime simplement en fonction du pKa et du log du rapport des concentrations en NH3 et en ion NH4+.
Es-tu certain d'avoir bien recopié intégralement la question 3 ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite9a10c6bb]

oui!!!
svp tu peux on moins m'écrire la réaction et décrire le phénomène chimique ?

[gts2]

L'énoncé a quand même un problème :

"On mélange 200ml de solution A + 100ml de solution B ... Montrer que le pH de la solution obtenu est très voisin de celui résultant de la dilution de 200ml de A par 100ml de B."

J'ai quand même l'impression que la deuxième solution est la même que la première, qu'elles aient un pH voisin est, dans ce cas, pas très surprenant.

[petitmousse49]

svp tu peux on moins m'écrire la réaction et décrire le phénomène chimique ?

Et mon message #4 ? A moins de te fournir directement la réponse, je pense avoir été tout de même assez explicite...