Fun ! acide faible contre base faible!

Le cyanure d’ammonium, $\ce{NH4CN}$, est un solide dont les atomes sont regroupés dans les mêmes ions que ceux générés en solution : $\ce{NH4+}$ et $\ce{CN-}$. Bien qu’il puisse être sublimé par un très léger réchauffement, il est assez instable. Il réagit notamment avec la vapeur d’eau atmosphérique, en dégageant de l’ammoniac et du HCN. C’est dangereux !

La première partie de la réponse à 1. est la décomposition de $\ce{NH4CN}$ en ions en solution aqueuse, ce qui devrait être évident ; une subtilité est que vous pouvez vouloir ajouter (s) et (aq) à côté de chaque espèce, surtout si votre professeur met un point d’honneur à le faire. Voilà pour la dissociation. Les données du problème ne nous permettent pas de calculer la constante d’équilibre de la dissociation mais on peut dire qu’elle est extrêmement élevée, c’est-à-dire que la dissociation est complète : il n’y a pas de $\ce{NH4CN}$ en tant que tel en solution.

Les équations d’équilibre acide-base peuvent être celles que vous avez écrites. Encore une fois, vous pouvez ajouter plus d’informations, comme ceci :

$\ce{NH4+ (aq) + H2O <=> NH3 (aq) + H3O+ (aq)}\quad K=5.5\times10^{-10}$

Ici la constante d’équilibre $K$ est la constante de dissociation de l’acide $\ce{NH4+}$, la forme protonée (aka acide conjugué) de l’ammoniac. J’ai obtenu sa valeur en divisant $K_\mathrm w$, la constante de dissociation de l’eau (1,0\times10^{-14}$), par la $K_\mathrm b$ de l’ammoniac, donnée dans le problème.

Je vous encourage à ajouter des informations similaires pour l’équilibre impliquant l’ion cyanure. Conseil : si vous conservez la réaction telle que vous l’avez écrite, le $K$ approprié n’est pas le $K_\mathrm a$ de $\ce{HCN}$ mais le $K_\mathrm b$ de la forme déprotonée (base conjuguée), $\ce{CN-}$.(Mais vous pouvez plutôt considérer la réaction alternative $\ce{HCN + H2O <=> CN- + H3O+}$, et alors la constante d’équilibre est la $K_\mathrm a$ de $\ce{HCN}$.)

Et la deuxième partie ? La seule réponse correcte à

Will the salt react as an acid or a base?

est « Il peut faire les deux, selon ce avec quoi il réagit ». Mais peut-être que ce qu’ils veulent dire, c’est si la solution du sel est acide ou basique. Si c’est le cas, une façon de le savoir est de combiner les deux équations d’équilibre et leurs $K$. Je ne veux pas donner le problème complètement, mais pensez-y de cette façon:

• Quel est le pH d’une solution (disons) 1 M de $\ce{HCN}$, basé sur le $K_\mathrm a$ de $\ce{HCN}$?

  (Je suppose que le calcul du pH d’une solution d’un acide faible pur ou d’une base faible pure a été couvert dans le cours avant d’arriver à la question que vous avez postée aujourd’hui.)

• Quel est le pH d’une solution 1 M de $\ce{NH3}$, basé sur le $K_\mathrm b$ ?

• Est-ce que $\ce{HCN}$ est un acide plus fort que $\ce{NH3}$ est une base, ou est-ce que $\ce{NH3}$ est une base plus forte que $\ce{HCN}$ est un acide ? En fonction de cela, lequel des deux devrait « l’emporter » si vous mélangez les deux en proportions égales ?

(Le point ici est que ce que vous obtenez en dissolvant $\ce{NH4CN}$ est indiscernable de ce que vous obtiendriez en mélangeant des quantités égales de solutions équimolaires de $\ce{HCN}$ et d’ammoniac. En d’autres termes, si vous mélangez 1 L d’une solution 2 M de $\ce{HCN}$ avec 1 L d’une solution 2 M d’ammoniac, le résultat est très proche de 2 L d’une solution 1 M de $\ce{NH4CN}$. Note de bas de page : « très près » parce que le volume n’est pas toujours conservé exactement, contrairement à la masse.)