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Réaction Cu2+ et HO-
Bonjour j'aurai besoin d'aide pour cet exercice :
Les ions Cu2+ réagissent en milieu basique avec les ions hydroxyde selon la réaction :
Cu2+ + 2HO- = Cu(OH)2 Avec K=4.10^18
On introduit 0.2 mol de Cu2+ dans 1L de solution tampon.
1. Le ph estfixé a 4. Pourquoi le précipiter Cu(OH) ne se forme pas ?
2. Determiner [Cu2+] si ph=7 et si ph=10.
Mes réponses :
1. J'ai dit qu'en milieu acide de ph = 4 <6,5, HO- était ultra minoritaire par rapport à H3O+ et donc que le précipité ne se formait pas.
2. Peut-on considérer Cu2+ comme acide fort et en déduire :[Cu2+] = 10^-PH ?
Merci d'avance !
Bonsoir,
J'ai dit qu'en milieu acide de ph = 4 <6,5, HO- était ultra minoritaire par rapport à H3O+ et donc que le précipité ne se formait pas.
Trop peu rigoureux à mon avis.
As-tu étudié la notion de solubilité ?
Sinon, tu peux te sortir d'affaire, en calculant le quotient de réaction, à l'instant où les ions Cu2+ sont introduits dans la solution tampon, avant toute réaction éventuelle. Tu compares alors le quotient de réaction à la constante d'équilibre et tu conclus comme tu le faisais en terminale.
Bonsoir,
Nous ne l'avons pas étudié en détails non..
Comment calculer le quotient de la réaction, avant toute réaction ?
Pour le calcul du quotient, tu imagines la formation de précipité Cu(OH)2 en quantité infinitésimale, quantité tellement faible que la diminution correspondante de la quantité de Cu2+ est négligeable. L'activité du solide vaut un quelle que soit la quantité. Les activités des ions en solutions sont numériquement égales aux concentrations exprimées en mol/L.
Si la comparaison de Qr à K conduit à une évolution dans le sens inverse, cela signifie que la très faible quantité de solide envisagée disparaît spontanément : il n'y a donc pas de précipité.
D'accord, je comprend ce que vous voulez dire !
J'ai travaillé là dessus et trouvé Qr = 5.10^20, supérieur à K, évolution donc dans le sens inverse !
Est-ce correct ?
J'ai calculé :
[Cu2+]i = 0.2/1 = 0.2 mol/L.
[HO-]i = Ke/[H3O+]i = 10^-14/10^(-PH) = 10^-14/10^-4 = 10^-10 mol/L.
D'ou : Qr = 1/([Cu2+]i*[HO-]i^2) = 5.10^20 mol/L.
Parfait ! Je crois que tu as compris ! Refais le calcul pour pH = 7 puis pH = 10 puis termine l'exercice.
Retiens bien la méthode que je t'ai indiquée : elle risque de t'être souvent utile.
Bonjour,
Alors, j'ai refais le même calcul pour :
PH=7 : Qr = 5.10^14
PH=10 : Qr = 5.10^8
Dans ce cas c'est donc le sens direct avec formation du précipité.
Pour calculer la cocentration en Cu2+ à l'eqb dans les 2 cas, j'ai fait un tableau d'avancement et j'en déduit qu'à l'eqb :
K = 1/((0.2-x)((Ke/10^(-PH))-2x)^2)
Comme K très grand devant 1, on peut considérer que :
[HO-]eqb = (Ke/10^(-PH))-2x) = e très petit.
[Cu2+]eqb = 0.2-x = 0.2-(Ke/10^(-PH))/2 = 0.2-5*10^-8 (ph=7) = 2*10^(-1) mol/L(ph=7) ou = 0.2-5*10^-5 =2*10^(-1) mol/L (ph =10).
Puis on calcul e avec l'expression de K et on vérifie qu'il est tres petit :
e = racine (1/([Cu2+]eqb*K)) =10^(-9) mol/L, donc ok.
Est-ce correct ?
Pourquoi trouve-t-on 2 concentrations identiques dans les 2 cas ?
Tu te compliques la vie !
Les solutions sont qualifiées de "tampon" ; tu peux donc considérer [HO-] comme une constante indépendante de l'avancement de la réaction.
Donc si je note c1 la concentration initiale en CU2+, c2 celle en HO-, je peux ecrire qu'à l'eqb :
K = 1/((c1-x)(c2)^2) ?
Oui si tu veux ; ou encore plus simplement, dans les conditions d'équilibre : [Cu2+].[HO-]2=K-1, la concentration en HO- étant déduite directement de la valeur du pH.
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