Étude du pH dans des Mélanges Réactifs
Comprendre l’Étude du pH dans des Mélanges Réactifs
Dans un laboratoire de recherche, les scientifiques préparent une solution pour une expérience en mélangeant deux liquides : une solution d’acide chlorhydrique (HCl) et une solution d’ammoniaque (NH₃).
Ils ont besoin de déterminer le pH de la solution finale pour s’assurer qu’elle est appropriée pour leur expérience qui étudie la réaction des métaux dans des environnements acides.
Pour comprendre les Effets de la Concentration sur le pH, cliquez sur le lien.
Données :
- Volume de la solution d’acide chlorhydrique (HCl) : 50 mL
- Concentration de la solution d’acide chlorhydrique (HCl) : 0.1 M
- Volume de la solution d’ammoniaque (NH₃) : 40 mL
- Concentration de la solution d’ammoniaque (NH₃) : 0.1 M
- Produit de solubilité (Kb) de l’ammoniaque : \(1.8 \times 10^{-5}\)
Question :
Calculez le pH de la solution résultante après mélange des deux solutions. Considérez que la réaction entre l’acide et la base est complète.
Correction : Étude du pH dans des Mélanges Réactifs
Étape 1 : Calcul des moles initiales de HCl et NH\(_3\)
Moles de HCl :
\[ \text{Moles de HCl} = \text{Volume (L)} \times \text{Concentration (M)} \] \[ \text{Moles de HCl} = 0.050 \, \text{L} \times 0.1 \, \text{M} \] \[ \text{Moles de HCl} = 0.005 \, \text{moles} \]
Moles de NH\(_3\) :
\[ \text{Moles de} NH_3 = \text{Volume (L)} \times \text{Concentration (M)} \] \[ \text{Moles de} NH_3 = 0.040 \, \text{L} \times 0.1 \, \text{M} \] \[ \text{Moles de} NH_3 = 0.004 \, \text{moles} \]
Étape 2 : Détermination du réactif limitant
Les réactions entre HCl et NH\(_3\) peuvent être représentées par :
\[ \text{HCl} + \text{NH}_3 \rightarrow \text{NH}_4^+ + \text{Cl}^- \]
Comparons les moles :
- HCl disponible : \(0.005 \, \text{moles}\)
- NH\(_3\) disponible : \(0.004 \, \text{moles}\)
NH\(_3\) est le réactif limitant. Toute la NH\(_3\) va réagir, et il restera des moles de HCl.
Étape 3 : Calcul des moles après réaction
Moles de HCl restantes :
\[ \text{Moles de HCl restantes} = 0.005 \, \text{moles} – 0.004 \, \text{moles} \] \[ \text{Moles de HCl restantes} = 0.001 \, \text{moles} \]
Les moles de NH\(_4^+\) formées seront équivalentes aux moles de NH\(_3\) qui ont réagi, soit \(0.004 \, \text{moles}\).
Étape 4 : Calcul de la concentration de H\(^+\) restante
- Volume total de la solution = \(50 \, \text{mL} + 40 \, \text{mL} = 90 \, \text{mL} = 0.090 \, \text{L}\)
\(\text{Concentration de H}^+\) :
\[ \text{Concentration de H}^+ = \frac{\text{Moles de HCl restantes}}{\text{Volume total (L)}} \] \[ \text{Concentration de H}^+ = \frac{0.001 \, \text{moles}}{0.090 \, \text{L}} \] \[ \text{Concentration de H}^+ \approx 0.0111 \, \text{M} \]
Étape 5 : Calcul du pH
Utiliser la formule du pH :
\[ \text{pH} = -\log[H^+] \] \[ \text{pH} = -\log[0.0111] \] \[ \text{pH} \approx 1.95 \]
Conclusion :
Le pH de la solution finale après le mélange complet de l’acide chlorhydrique et de l’ammoniaque est approximativement de 1.95, indiquant un environnement acide.
Cela est dû au fait que l’acide chlorhydrique restant après la réaction complète avec l’ammoniaque excède la quantité de base disponible, laissant des ions H\(^+\) excédentaires dans la solution.
Étude du pH dans des Mélanges Réactifs
D’autres exercices de chimie 3 ème:
0 commentaires