pH

[inviteba67e777]

Bonjour,

J'ai dans une solution aqueuse des ions Al3+ et Cu2+ tout les 2 à 0.01 mol/L.
Il y a un précipité qui se forme. Lequel et pourquoi ?
Données : pKs de Al(OH)3 solide, pKs de Cu(OH)2 solide et constante de formation de Al(OH)4 -


Je fais réagir chacun des ions avec l'eau.
Cu2+ + 4H2O = Cu(OH)2 + 2H3O+
je trouve Pi = 10^-9.4

Al3+ + 6H2O = Al(OH)3 + 3H3O+
Je trouve Pi = 10^-9.5 -> pH=3.8 ce qui tombe justement pile avec le pH que j'ai sur mes courbe théorique.

Je ne vois pas comment justifier que la 2e réaction est bien celle qui donne le précipité... avez vous des idées ?
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[inviteba67e777]

Alors ça vous inspire pas les pH ?

D'après vous peut on comparer les constantes de réaction ? La différence n'est elle pas trop petite ?

[moco]

Les sels d'aluminium réagissent tous avec l'eau, en formant un dépôt d'hydroxyde d'aluminium, comme tu l'as imaginé. Mais il s'agit d'un équilibre. Donc la réaction n'est jamais complète. Et il n'y a jamais qu'une très petite partie de l'aluminium qui se transforme en précipité de Al(OH)₃. S'il y en avait par hasard davantage, l'acide formé simultanément redissoudrait ce précipité selon la réaction inverse.

[inviteba67e777]

Ok merci de me redonner espoir en me disant que tu es d'accord avec mes hypothèses. Mais est ce que je peux justifier que c'est la réaction avec l'aluminium qui est favorisée etpas celle avec le cuivre ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[inviteba67e777]

Bonjour,

Est ce qu'aujourd'hui il y aurait des gens plus inspirés ?
Je planche toujours dessus ... je n'arrive pas à justifier pourquoi l'aluminium réagit avec l'eau et pas le cuivre.

Utiliser les constantes de réaction ne me semble pas pertinent vu leur infime différence ... qu'en dites vous ?

[invite388ce397]

tu ne devrais pas calculer le Pks d' Al(OH)3 ? et puis tu regardes dans la table?

[inviteba67e777]

Les différents pKs me sont donnés :
pKs Al(OH)₃ = 32.5
Cu(OH)₂ = 18.6

D'accord, celui de l'hydroxyde d'aluminium est plus élevé ... mais mon professeur nous a violemment conseillé de ne pas toujours se fonder sur les comparaisons de contantes pour argumenter ... alors j'hésite, pourquoi serait ce pertinent ?

[mach3]

Je te suggère de poser l'équation d'électroneutralité en considérant un contre-ion spectateur quelconque X^- qui compense les charges de Al³⁺ et Cu²⁺ (on aura [X-]=5.10^-2mol/L, invariable quelque soit le pH ou autre). Ensuite tu poses des hypothèses "les deux hydroxydes solides sont formés", ou "seul l'hydroxyde d'aluminium s'est formé", etc... Tu n'as plus qu'à tirer une expression de [X^-] en fonction de [OH^-] et trouver une valeur de OH^- pour laquelle [X^-]=5.10^-2. Si il n'y en a pas, c'est que l'hypothèse est fausse, si il y en a une, c'est la bonne.

l'électroneutralité :



à toi de jouer

m@ch3

[invite1c3dc18e]

Quels sont les contre-ions que tu mets en solution au départ avec le Cu2+ et le Al3+ ?

Il faut considérer la solubilité des ions métalliques et pas la concentration des hydroxydes pour savoir qui va précipiter. D'ou l'importance de ne pas comparer directement les Ks mais les solubilités s avec Ks(Al(OH)3)=9s^4 et Ks(Cu(OH)2)=4s^3

Voilà, j'espère que cela répondra à tes questions.

@+