Ph précipitation hydroxyde de cuivre II

[inviteaaf76eb1]

Salut,

j'ai un exo dans lequel on a une solution de nitrate de cuivre II à 0.01 mol/L en presence de 1 mol/L d'EDTA.
On me demande les pH de début de précipitation de Cu(OH)₂ sans EDTA puis avec EDTA.

On a les données suivantes : pKs(Cu(OH)₂)=18 ;log Beta₁=19 pour CuY^2-.

J'ai fait les calculs et sans EDTA je trouve que la precipitation commence à un pH=9 et avec l'EDTA à un pH=15.5 environ.

Donc je voudrais savoir si c'est possible de trouver un pH de début de précipitation supérieur à 14 ou si je me suis planté dans mes calculs.

Merci par avance.
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[moco]

A priori rien n'empêche le pH de dépasser 14, comme de devenir inférieur à zéro.
Dans une solution 1 M de NaOH, le pH est 14. Mais si la concentration augmente, le pH augmentera aussi. Avec NaOH 2 M, le pH vaudra 14.3, puis 14.6 pour 4 M.
Il faut bien sûr nuancer ces affirmations, en se rappelant que ce n'est pas la concentration, mais l'activité qui intervient aux hautes concentrations.

[inviteaaf76eb1]

oui je savais déja que le pH pouvait dépasser 14 ou descendre en dessous de 0 mais pour un pH de précipitation ça me surprend...

[moco]

Pourquoi est-ce que cela t'étonne ? Les complexes que forme l'EDTA savec les métaux comme le cuivre sont extrêmement stables. Il faut des conditions extrêmes pour les détruire !

[A voir en vidéo sur Futura]

[inviteaaf76eb1]

Oui finalement ça parait logique, d'autant plus que le pH de début de précipitation sans EDTA est relativement élevé donc ça parait logique.
Merci