Solubilité

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28610835
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Solubilité

Message par 28610835 »

Bonjour
J'ai trouvé un exercice:
Des ions Mn²+ sont ajoutés à un litre de solution d'ammoniaque NH3 de pH=10
A partir de quelle concentration en molL-¹ en ions Mn²+ ajoutée commence la precipitation de Mn(OH)2?
A 0,5.10-¹⁰
B 4.10-¹⁰
C 1.10‐⁶
D 4.10-⁶
E 4.10‐⁴
Ks MnOH2 =4.10‐¹⁴
Ke= 10‐¹⁴
Pourriez vous maider à trouver la réponse?
Merci
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Audam
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Messages : 108
Enregistré le : 23 septembre 2017, 16:12

Re: Solubilité

Message par Audam »

Hello !
Je pourrais savoir où tu l'as trouvé stp ? Pcq il me parait assez compliqué :? (il mélange deux chapitres !)

Pour ce qui est de l'exercice, la réponse est D (\(4 \times 10^{-6}\))

Tout d'abord faut écrire la réaction de formation de précipité : \(Mn^{2+} + 2OH^-\) --> \(Mn(OH)_2\)
La solution d'ammoniac contient du NH3 mais aussi de l'eau H2O qui vont réagir ensemble pour former les ions \(OH^-\) dont on a besoin (\(NH3 + H2O\) --> \(NH4^+ + OH^-\))

On cherche la concentration de Mn2+ à l'équilibre : Pour cela on s'aide de ce qu'on nous donne ds les données : On a le Ks du précipité tel que Ks(Mn(OH)2)= \([Mn^{2+}]_{eq} [OH^-]^2_{eq}\)
Il nous manque la concentration de OH-. On s'aide du pH de la solution d'ammoniac !
\(pH=-log[H3O^+]\) donc \([H3O^+] = 10^{-pH}=10^{-10}\)
Comme Ke= [H3O+][OH-] alors on en déduit que [OH-]=\(10^{-4}\)

Maintenant qu'on a tout on passe au calcul : \([Mn^{2+}]= \frac{Ks(Mn(OH)_2)}{[OH^-]^2}= \frac{4 \times 10^{-14}}{(10^{-4})^2}= 4 \times 10^{-6}\)

C'est bon pour toi ? Allez courage dernière ligne droite avant les vacances :D
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