exercice sur une solution d'ammoniac : évolution spontanée d'un système chimique

Sujet du devoir

On considère une solution aqueuse de gaz ammoniac S0, de concentration initiale C0=1,0*10^-2 mol.L-1. La mesure du pH de cette solution donne pH0=10,6
1.Ecrire l'équation de la réaction de l'ammoniac avec l'eau.

2.Montrer que la concentration finale en ions ammonium est donnée par la relation : [NH4+]f = 10^(pH-14) mol.L-1

3.Quelle est la valeur de [NH3]f + [NH4+]f ds S0 ?

4.En déduire le quotient de réaction Qr ds l'état final, puis la constante d'équilibre.

5.A partir du système en équilibre précedemment décrit, on envisage différentes situations.
a)On ajoute une pointe de spatule de chlorure d'ammonium solide.
b)On ajoute une goutte d'acide chlorhydrique (sans variation de volume).
c)On chauffe la solution (on rappelle) que la solubilité d'un gaz évolue en sens inverse de la température).
Comparer le quotient de réaction initial Qr,i et la constante d'équilibre K; préciser le sens d'évolution du système ds les 3 situations.

6.On prend un volume V0=10,0 mL de la solution S0 et on procède à une dilution au 1/10è. Si on considère que le taux d'avancement final de la réaction étudiée est donné par la relation tau= [HO-](éq)/C :
a)déterminer tau 1 le taux d'avancement final de la réaction ds cette nouvelle solution S1, qui présente un pH1=10,1

Où j'en suis dans mon devoir

1. NH3 + H2O = NH4+ + HO-

2.OK

3.[HO-]=[NH4+] = 10^(pH-14) = 3,98*10^-4 et [NH3]=1,0*10^-2 mol.L-1
Donc [NH3]+[NH4+]=3,98*10^-4 + 1,0*10^-2 = 1,0*10^-2 mol.L-1

4. Qr= ([NH4+][HO-])/[NH3]= 1,58*10^-5 K = à la même chose

Mais c'est à partir de la question 5. que je ne comprends plus rien et que j'ai besoin d'explication.