On considère un mélange d'ammoniac NH3 et d'acide acétique CH3COOH.
- L'ammoniac est une base : NH4+/NH3 : pKa1=9,2
- L'acide acétique est un acide faible : CH3COOH/CH3COO- : pKa2=4,5
1- Écrire l'équation-bilan de la réaction ayant lieu entre les deux espèces.
2- Calculer la constante d'équilibre K associée à ce bilan.
3- On prend comme conditions initiales une même concentration initiale c°=0,1 mol/L en NH3 et CH3COOH :
- Écrire le tableau d'avancement (avec les concentrations).
- À l'aide de la constante K, établir l'équation permettant de trouver l'avancement en concentration à l'équilibre.
- Calculer sa valeur.
- Que dire de la valeur trouvée? Était-elle prévisible?
4- Calculer toutes les concentrations en solution.
Solution : la solution proposée en commentaire est correcte, je vous présente la démarche que nous utiliserons dan le cours. L'idée est de faire appel à son sens physique pour simplifier les calculs.
1- CH3COOH + NH3 = CH3COO- + NH4+
2- K=104,7
3- Tableau :
| CH3COOH | NH3 | CH3COO- | NH4+ | |
| t=0 | c° | c° | 0 | 0 |
| t qq | c°-x | c°-x | x | x |
| équilibre | ~0 | ~0 | c° | c° |
La dernière ligne est obtenue en écrivant que la réaction est quantitative. Pour cela, on s'appuie sur la valeur de la constante qui est élevée. Cependant, ce résultat n'est pas général : une constante élevée n'implique pas forcément une réaction quantitative. Ainsi, nous devons vérifier cette hypothèse. Pour cela, il faut estimer ce qui reste et voir si c'est effectivement petit devant c°. Pour cela, calculons [CH3COOH]=[NH3] par K=Q. On a :
[NH3]=c°/K1/2=c°.10-2,35 ce qui est inférieur à un centième de c°. C'est donc bien petit devant c°.
4- Voir la justification ci-dessus.
4 commentaires:
1) l'equation de la reaction est:
NH3(aq)+CH3COOH(aq)=NH4+(aq)+CH3COO-(aq)
2)soit K la constante d'équilibre de cette reaction. On a donc :
K=[NH4+]eq. [CH3COO-]eq/[CH3COOH]eq. [NH3]eq
ceci revient a ecrire que :
K=[NH4+]eq/[NH3]eq.[H3O+]eq * [CH3COO-]eq.[H3O+]eq/[CH3COOH]eq
or on sait que :
.10^-9,2 = [NH4+]eq/[NH3]eq.[H3O+]eq
.10^-4,5 = [CH3COO-]eq.[H3O+]eq/[CH3COOH]eq
on a donc : K=10^-4,5/10^-9,2
K=10^4,7
K~
dsl g pas de calculette à ma portée donc je vous laisse calculer :)
Bonjour JS, bonjour saké,
Saké, je trouve la même chose que toi aux deux premières questions. J
Donc K=10^4,7.
3) mélange équimolaire : c=0,1mol/L
Soit Yf, avancement volumique de la réaction étudiée.
K=(Yf)²/(c-Yf)², soit :
Yf²(K-1)-K2cYf+Kc²=0, après résolution : Yf=0,10 mol/L (avec deux chiffres significatifs)
L’autre solution est impossible car supérieure à c.
Mon résultat semble logique, car K est supérieur à 10^4, la réaction est totale.
(Yf=Ymax=c)
Ganryu
ganryu > remarque : la réaction n'est pas totale, elle est quantitative (quasi-totale). Au I-3, la réaction était totale.
J'ai rajouté une question, intéressante...
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