Calculer le pH de la solution: 0,03MNH_(3)H_(2)O Le travail de contrôle La variante No4 XT: Ecrivez les réactions chimiques des cations: Pb^2+,Co^2+,Ag^+ 6 points Ecrivez les réactions d'anions: NO_(2),B_(4)O_(7)^2- 4 points 3. Calculer et interpréter la valeur des K de réactions: SrCrO_(4)+CH_(3)COOHarrow Sr(CH_(3)COO)_(2)+H_(2)CrO_(4) 6 points Précipité peut tomber lorsquil est mélangé 10 ml 0,001M de la solution BaCl_(2) avec 10 ml 0 ,002 M de la solution K_(2)CO_(3) 4 points 5. Calculer le pH de la solution: 0.003 M HCl et 0 ,1 M H_(3)BO_(3)(K_(1)=7,1cdot 10^-10) (à l'exclusion de la force ionique) 4 points 4 points 1. Calculer le pH dans la solution tampon, que s'a formé 25 ml de la solution CH_(2)(OH)COOH avec la concentration 0 .02 M; et 35 ml de la solution CH_(2)(OH)COONa avec la concentration 0,03 m K_(a)=1,5cdot 10^-4) 6 points 8. Calculer le pH de solution aqueuse contenant 0,1mol/1 de sel NaHCO_(3) 6 points

1. Pour calculer le pH de la solution $0,03M NH_{3}H_{2}O$, nous devons d'abord déterminer la concentration en ions hydroxyde ($OH^{-}$) dans la solution. L'ammonium hydrate ($NH_{3}H_{2}O$) est une base faible qui se dissocie partiellement dans l'eau pour former des ions hydroxyde. La réaction de dissociation est la suivante :<br /><br />$NH_{3}H_{2}O \rightleftharpoons NH_{4}^{+} + OH^{-}$<br /><br />La constante de dissociation de l'ammonium hydrate ($K_b$) est donnée par :<br /><br />$K_b = \frac{[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}H_{2}O]}$<br /><br />En utilisant la concentration initiale de $NH_{3}H_{2}O$ et la valeur de $K_b$, nous pouvons résoudre pour la concentration en ions hydroxyde. Une fois que nous avons la concentration en ions hydroxyde, nous pouvons calculer le pH en utilisant la formule :<br /><br />$pH = 14 - pOH$<br /><br />$pOH = -\log[OH^{-}]$<br /><br />En substituant la valeur de $[OH^{-}]$ dans la formule, nous obtenons le pH de la solution.<br /><br />2. Les réactions chimiques des cations $Pb^{2+}$, $Co^{2+}$ et $Ag^{+}$ sont les suivantes :<br /><br />$Pb^{2+} + 2Cl^{-} \rightarrow PbCl_{2} \downarrow$<br /><br />$Co^{2+} + 2OH^{-} \rightarrow Co(OH)_{2} \downarrow$<br /><br />$Ag^{+} + Cl^{-} \rightarrow AgCl \downarrow$<br /><br />3. Pour calculer et interpréter la valeur de $K$ de la réaction :<br /><br />$SrCrO_{4} + 2CH_{3}COOH \rightarrow Sr(CH_{3}COO)_{2} + H_{2}CrO_{4}$<br /><br />Nous devons utiliser la loi de l'acidité et la loi de la base pour déterminer la constante de dissociation de l'acide ($K_a$) et de la base ($K_b$). Ensuite, nous pouvons utiliser la relation $K = \frac{K_a \cdot K_b}{[H_{2}O]}$ pour calculer la constante de la réaction.<br /><br />4. Lorsque nous mélangeons 10 ml de la solution $BaCl_{2}$ de concentration $0,001M$ avec 10 ml de la solution $K_{2}CO_{3}$ de concentration $0,002M$, nous devons calculer la concentration en ions $Ba^{2+}$ et $CO_{3}^{2-}$ dans la solution. Ensuite, nous pouvons déterminer si un précipité se forme en comparant les produits ioniques aux valeurs de solubilité des sels correspondants.<br /><br />5. Pour calculer le pH de la solution contenant $0,003M HCl$ et $0,1M H_{3}BO_{3}$, nous devons prendre en compte l'acidité de l'acide chlorhydrique ($HCl$) et l'acidité de l'acide borique ($H_{3}BO_{3}$). En utilisant les constantes d'acidité ($K_a$) des deux acides, nous pouvons calculer les concentrations en ions $H^{+}$ et $H_{2}BO_{3}^{-}$ dans la solution. Ensuite, nous pouvons utiliser la formule $pH = -\log[H^{+}]$ pour déterminer le pH de la solution.<br /><br />6. Pour calculer le pH de la solution tampon formée à partir de $CH_{2}(OH)COOH$ et $CH_{2}(OH)COONa$, nous devons utiliser l'équation de Henderson-Hasselbalch. En connaissant les concentrations des acides et des bases conjuguées, nous pouvons calculer le pH de la solution tampon.<br /><br />7. Pour calculer le pH de la solution aqueuse contenant $0,1mol/1$ de sel $NaHCO_{3}$, nous devons prendre en compte l'acidité de l'ion bicarbonate ($HCO_{3}^{-}$). En utilisant la constante d'acidité ($K_a$) de l'ion bicarbonate, nous pouvons calculer la concentration en ions $H^{+}$ dans la solution. Ensuite,