Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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Données.
= 10
–3 mol.L
–1
α = 0,1182 ; α est ici un cœfficient de protonation : α = [NH 4
+ ]/
Objectif. Calcul de pK A (NH 4
+ /NH 3 ).
Méthode. Pour calculer K A , il faut déterminer : [NH 4
+
], [NH 3 ], [H 3 O
+
].
Résolution.
[NH 4
+ ] =
× α = 10 –3 × 0,1182
soit : [NH 4
+ ] = 1,182.10 –4 mol.L –1
Électroneutralité : [NH 4
+ ] + [H 3 O + ] = [OH – ]
Or : [H 3 O + ] = [H 3 O + ] auto ; cette quantité est négligeable devant [OH – ],
donc : [OH – ] = [NH 4
+ ] = 1,182.10 –4 mol.L –1
[H 3 O + ] =
soit : [H 3 O + ] = 8,46.10 –11 mol.L –1
Conservation de la matière :
= [NH 3 ] + [NH 4
+ ]
[NH 3 ] =
– [NH 4
+
] = 10
–3
– 1,182.10
–4
soit : [NH 3 ] = 8,818.10
–4
mol.L
–1
On reporte les valeurs de [NH 4
+ ], [NH 3 ] et [H 3 O + ] dans K A :
pK A (NH 4
+ /NH 3 ) = 9,2
b) À un litre de la solution précédente, on ajoute 10 –2 mole de chlorure d’ammonium solide.
Objectif. Déterminer α′, le cœfficient de protonation de NH 3 après cet ajout.
Méthode. Exprimer [NH 4
+ ], [NH 3 ] et [H 3 O + ] en fonction de α′ et reporter dans l’expression de
K A .
Résolution.
La concentration totale de l’ion ammonium [NH 4
+ ] est la somme de [NH 4
+ ] 1 due à la
dissolution de NH 4 Cl et de [NH 4
+
] 2 due à la protonation de NH 3 selon l’équilibre (1) :
[NH 4
+ ] = [NH 4
+ ] 1 + [NH 4
+ ] 2
Comme :
NH 4 Cl (s)
NH 4
+ (aq) + Cl – (aq)
[NH 4
+ ] 1 =
=1 0 –2 mol.L –1
c NH 3
c NH 3
c NH 3
K e
[OH
- ]
=
–
10
−14
1,182.10
−4
c NH 3
c NH 3
K A =
[NH 3 ][H 3 O
+ ]
[NH 4
+ ]
=
8,818.10
−4
× 8,46.10
−11
1,182.10
−4
= 6,31.10
−10
H 2 O
c NH 4 Cl