ph et précipitation

Bonjour à tous,j'aurais besoin d'aide car je suis bloquer à la première question de mon exercices.

Données (à 25 °C) :
· Produit de solubilité de l’hydroxyde d’aluminium : pKS = 33
· Constante d’acidité du couple NH4
+/ NH3 : pKA = 9 ,2
· Produit ionique de l’eau : pKe = 14

1. Une solution aqueuse d’ammoniac NH3 a pour concentration molaire 0,20 mol.L-1.
1.1. Sans aucun calcul, expliquer si cette solution est acide, neutre ou basique.


je ne sais pas comment savoir si c'est basique acide ou neutre

On te donne le pKa qui vaut 9,2. NH3 est donc une base d'après l'échelle des pHs:



De plus, tu connais son couple, donc sa réaction avec l'eau:

NH3 + H2O <--- ------> NH4+ + HO-

NH3 est donc bien une base.

ok c'est donc une base faible vu qu'il a un pka

1.2. Calculer le pH de cette solution ; démontrer la relation utilisée.

poh=1/2(pkb-logC
14-ph=1/2(14-pka-logC)
ph=14-7+1/2(pka-logC)
ph=7+1/2(pka-logC)
ph=7+1/2(9.2-log0.20)
ph=12

2. On considère 1,0 L d’un mélange (M) contenant 0,20 mol d’ammoniac et 0,20 mol de chlorure
d’ammonium.
2.1. Indiquer la nature de cette solution.

c'est une solution tampon

2.2. Préciser les propriétés d’un tel mélange.

c'est une solution ou le ph reste constant si ajout modéré de h3o+ ou oh- et si dilution

2.3. Donner la valeur du pH de (M) – aucun calcul n'est demandé.

ph=pka
ph=9.2

3. On dissout en milieu acide 1,0´10-2 mol de chlorure d’aluminium dans 1,0 L d’eau. On augmente
progressivement le pH en y ajoutant de la soude concentrée ; le volume de la solution reste constant. On
observe la formation d'un précipité (hydroxyde d’aluminium) qui se redissout.
3.1. Écrire l’équation de la réaction traduisant la formation du précipité d'hydroxyde d'aluminium.

2(ho-+na+)+(2cl-+al2+)=(2oh-+al2+)+2(na++cl)

la je ne suis pas sur de mon équation

Tu te complique la vie avec les ions spectateurs:

2HO- + Al2+ <------> Al(OH)2

Sinon, NH3 est une espèce basique car son pKa est supérieur à 7. S'il avait été inférieur à 7, NH3 aurait été acide.

Sinon tout est bon ;)

(Modifié par TheMoustic le 13-04-2008 à 23:00)

oui merci beaucoup

3.2. Donner l'expression du produit de solubilité KS de l’hydroxyde d’aluminium.

2oh-=2s
al2+=s
ks=[oh-]²*[al2+]
ks=(2s)²*s
ks=4s^3

3.3. Calculer le pH à partir duquel l'hydroxyde d'aluminium commence à précipiter.

ks=[oh-]²*[al2+]
[oh-]²=ks/[al2+]
[oh-]=V¯ (10^-pks/(n/V))
[oh-]=3.16.10^-16
[h3o+]=ke/[oh-]
[h3o+]=10^-ke/[oh-]
[h3o+]=31.6 c'est impossible il doit y avoir une erreur mais je ne la trouve pas

-log[h3o+]=ph
ph=

En début de précipitation, [Al(OH)2] est négligeable ~ E (Epsilon)


On peut donc écrire:

POUR 1L

-- Al2+ ------ + --- 2HO- <------> Al(OH)2
EI|0,20 -------|----- n ------|------- 0
EF|0,20-E~0,20 |--- n-E~n --|------- E~0

Ks = [Al2+] * [HO-]² = 10^-pKs

...

[HO-]² = 10^-pKs / [Al2+]

[HO-] = racine( 10^-pKs / [Al2+] )

ou [HO-] = ( 10^-pKs / [Al2+] )^(1/2)

[HO-] = racine( 10^-33 / 0,20 )

[HO-] = 7,07.10^-17 mol.L-1

Il faut donc un minium de 7,07.10^-17 mol être en début de précipitation dans un 1 L d'une solution à 0,20 mol.L^-1 de Al2+.

...

pH = ?

pH = 14 + log([HO-])

=> pH = 14 + log(7,07.10^-17) = -2,15 (Bizare)

(Modifié par TheMoustic le 14-04-2008 à 12:42)

oui ça a l'air bizarre .
je ne comprend par pourquoi tu prend 0.20 pour al2+?
Ce n'est pas plutôt 0.01?

Ha oui en effet ^^

Du coup:

[HO-] = racine( 10^-33 / 1,0.10^-2 )

[HO-] = 3,16.10^-16 mol.L-1

=> pH = 14 + log(3,16.10^-16) = -1,5 (Toujours aussi bizare)

(Modifié par TheMoustic le 14-04-2008 à 14:04)

la suite c'est

3.4. La redissolution du précipité a lieu en milieu basique selon la réaction :
Al(OH)3(s) + HO- [Al(OH)4]-
La constante de cet équilibre est K = 100.
3.4.1. Donner l’expression littérale de K.

K=[oh-]/[Al(oh)4]-

3.4.2. En déduire la valeur du pH pour laquelle la dernière trace de précipité disparaît.

et la je ne sais plus de nouveau

Si la dernière trace de précipité disparait, ça veut dire que tout Al(OH)3(s) à été consommé, donc:

n(Al(OH)3(s)) = n([Al(OH)4]-)

=> [HO-] = ?

pH = 14 + log([HO-])

;)

(DSL du retard)