Problemes avec l'oxydo-reduction

[invitee79bae5d]

salut !

j'ai été entrain de resoudre un exercice concernant le diagramme E-ph qui essaie de montrer les domaines de predominance des especes suivantes : Al - Al 3+ - Al(OH)3 - Al(OH)4(1-).le probleme c'est que j'arrive pas a comprendre pk lors du ph limite entre Al3+ et Al(OH)3 on considere l'APPARITION d'un grain de Al(OH)3 et pr le ph limite entre Al(OH)3 et Al(OH)4(1-) on se place dans le cas ou il ne reste qu'un grain de Al(OH)3.ça sera simpa si vous m'aidiez a comprendre pourquoi on se place dans ces deux cas la.autre chose : Dans un autre exercice,on a : 2Ag(+) + Pb -->Pb(2+) + 2Ag (reaction quantitative ou ag+ se trouve au prealable dans une solution et on ajoute une masse m de Pb)je comprends pas pourquoi lorsque le Pb est en exces on a la possibilité d'utiliser K pour calculer n(finale) de Ag(+) Or si Pb est le reactif limitant on considerer n(finale) de Pb est egale à 0 .

merci d'avance.
-----

[invitecc28040c]

1) Tu as la réaction Al³⁺ + 3 OH^- -> Al(OH)₃
Cette réaction a lieu uniquement à partir d'une certaine concentration en hydroxyde, ou à partir d'un certain pH, c'est pareil. Avant, ces deux espèces (Al³⁺ et OH^-) sont mélangées sans réagir ensemble.

2) idem que précédemment, mais avec d'autres espèces.

3) Si tu considères ta réaction comme totale et le Pb comme limitant, tu peux en effet dire que n_Pb=0
Or, aucune réaction n'étant totale, il te restera toujours un petit peu de Pb à la fin de la réaction, de l'ordre de 10^-10 mol par exemple (tu utilises le K pour trouver ce qu'il te reste vraiment).
Mais que tu calcules le reste d'ions argent au final, tu ne verras aucune différence entre une réaction totale et une réaction qui ne l'est pas. (La seule différence que tu trouveras sera loin derrière après la virgule)

[invitee79bae5d]

tout d'abord je tiens a vous remercier Splash pour votre reponse.

Sinon,en ce qui concerne ma question comme je l'ai mentionné ci dessus, le premier exercice traitait un diagramme E-ph .donc ce que je comprends pas vraiment c'est que pourquoi a partir de ce ph limite Fe(OH)3 sera l'espece predominante .En fait, ce que je pense c'est que lorsque le ph atteint une telle valeur,Fe(OH)3 va se precipiter jusqu'au moment ou le produit Q va redevenir inferieur a Ks ce qui n'implique pas forcement que Fe(OH)3 va etre l'espece predominante .

[invitecc28040c]

Dans les diagrammes potentiel-pH, les courbes délimitent les domaines d'existence. A partir d'un certain pH, tu as l'apparition du précipité (alors qu'avant, il n'y était pas). Le précipité n'existait pas avant ce pH, mais il existe après. Ou formuler autrement si tu veux, à partir de ce pH, la solution est saturée en ions.
Je vais peut-être te rassurer sur un point, lorsque tu te trouves au pH de précipitation, tu as encore tes ions de départ (Fe³⁺ ou Al³⁺) On ne peut pas vraiment parler de prédominance à ce pH.
Mais plus tu rajoutes des ions hydroxydes, moins tu auras des ions fers (ou aluminium). Pourquoi ? Tout simplement pour garder Q=Ks. Tu ne pourras jamais avoir Q>Ks (Quand on te demande de calculer Q, c'est uniquement un moyen mathématique pour savoir s'il va y avoir précipitation ou non. Mais chimiquement, si Q>Ks, cela signifie que tu auras des ions trop concentrés, alors que la solution est saturée depuis Q=Ks) J'espère que tu suis toujours.

Pour en revenir à cette limite de pH, si tu la dépasse, tu augmentes donc ta concentration en hydroxyde, tu favorises donc la formation du précipité, qui lui a besoin des ions fer pour se former, donc qui diminue la concentration en ions fer.
C'est pour cela qu'on peut aussi parler de domaine de prédominance. Plus tu t'éloignes de cette limite de pH, moins tes ions sont concentrés et donc plus l'espèce prédominante sera le précipité.

[A voir en vidéo sur Futura]