Equilibres

Hello les amis Chimistes,

J'ai un petit problème sur cet exo de Chimie. Je trouve qu'il est drôle quand même

Calculer la concentration des ions ammonium NH4⁺ (provenant de NH4Cl) nécessaire pour empêcher la précipitation de Mg(OH)₂ dans un litre de solution contenant 10^–2 mol d’ammoniaque NH4OH et 10^–3 mol de Mg2+. Le produit de solubilité de Mg(OH)₂ est 1.12⋅10^–11. La constante d’équilibre de l’ionisation de l’ammoniaque dans l’eau est 1.8⋅10^–5.

Voici ce que j'ai fais. Je n'arrive pas à très bien comprendre ce qu'il se passe.

$N{H_4}OH \to N{H_4}^ + + H{O^ - }$

$Mg{(OH)_2} \to M{g^{2 + }} + 2H{O^ - }$

Du coup, de l'éq. (2), je peux trouver $\left[ {H{O^ - }} \right] = \sqrt {\frac{{{K_s}}}{{\left[ {M{g^{2 + }}} \right]}}} $

Idem dans l'autre, maintenant que j'ai la concentrations en ions hydroxydes, je peux trouver la concentration d'ammonium dans mon mélange. Hic: je ne pense pas que ça soit juste vu qu'on en a ajouté (provient de NH₄Cl)

PS. considérez mes simples flèches comme des doubles flèches.

Thanks

Coucou ZDS_M

Si je ne me trompe pas, tu pars d'une solution basique, et tu dois deviner combien d'acide faible faut-il que tu ajoutes pour aller au pH précis où la proportions d'hydroxydes ne soit plus problématique ?

Au hasard, je dirais beaucoup.

L'hydroxyde de magnésium est une base forte (molle mais forte). Elle réagira instantanément avec les chlorures d'ammonium (chlorhydrate d'ammonium). Déjà pas trop besoin de se creuser la soupière avec le pK_a de l'acide faible.

Par contre on a une base faible qui elle, au fur et à mesure qu'on consomme les hydroxydes, en rajoute…

La première est totale, la deuxième est fonction des hydroxydes en présence et du pK_a de l'hydroxyde d'ammonium (ammoniaque).

Est-ce que ça répond à une partie de ta réponse ?

Personnellement j'ai essayé d'étudier le comportement de l'hydroxyde d'ammonium avec l'hydroxyde de magnésium :

On peut considérer que $\mathrm{x}$ va diminuer plus on ajoute de chlorure d'ammonium car plus il y a d'ammonium, plus la constante d'équilibre sature. Et ce même si on grille les hydroxyles non ? Alors pile poil, ça ne devrait pas fluctuer c'est ça ?

Merci! Je suis pas censé jouer sur les acides/bases d'après le corrigé mais uniquement sur les équilibres. (En fait, la partie acides/bases n'a pas encore été traitée). Quelle réponse tu trouves toi ? J'ai un pote qui a essayé en traitant le problème avec les acides/bases mais il trouvait genre 10^-11 et c'est pas du tout ça (je crois que ça tourne autour de 10^-3)

En fait si tu avais eu un cours sur les acides bases (ce sont aussi des équilibres hein ) bah tu verrais que mon message dis qu'effectivement ça ne devrait pas du tout joué. Mais j'étais un peu perplexe parce que je pensais justement que ton exercice se basé sur ce postulat. My mistake visiblement.

Je n'ai pas fais les calculs, ton équation est juste, mais elle correspond au nombre d'hydroxyde maximum et total. Don't forget

Et bien justement, dans l'exercice il soustrait deux concentrations (alors, déjà ça, on m'a toujours dis que c'était moche): il fait celle de NH₄⁺ (trouvée) - OH^- trouvée. Pourquoi c'est pas juste NH₄⁺ trouvée avec la constante d'ionisation ? (on connait tout le reste) Je suis perdu

Alors petit soucis…je ne vois pas ce que tu entends par "ionisation" ça doit être une simple dissolution des ions ?

Yep, il l'appelle comme ça dans l'énoncé. Par constante d'ionisation je veux dire dissolution en fait (lié à l'équation chimique 1 dans mon post initial)

Parce que ce terme je l'entend souvent mais je le trouve pas trop trop correcte. ca prête à confusion avec la ionisation des gazs etc…

Bref, quand tu soustraits ces deux équations n'oublie pas que l'ammonium de m'equation doit etre l'ammonium déjà présent + ce que tu ajoutais avec ton chlorure d'ammonium !