Bonjour,
Alors voici un exercice sur la solubilité et le pH de PCEM1 que j'ai beaucoup de mal à comprendre :
Données : pKs1(Cd(OH)2)=14 ; pKs2(Cr(OH)3)=31
Dans 100mL d'une solution initialement à pH=0, contenant 1,0.10^-3 mol d'ions Cd2+ et 1,0.10^-5 mol d'ions Cr3+, on ajoute progressivement une solution de soude suffisamment concentrée pour négliger les variations de volume résultant de cette addition.
1) Déterminer la valeur du pH de début de précipitation de l'hydroxyde de chrome (III).
2) Déterminer la valeur du pH de fin de précipitation de l'hydroxyde de cadmium (II) (on considère que la précipitation est totale lorsqu'il ne reste plus que 1% du cation considéré en solution).
Ma démarche :
[Cd2+] = 10^-2 M et [Cr3+] = 10^-4 M.
1) Cr(OH)3 = Cr3+ + 3OH-
Ks2 = [Cr3+].[OH-]^3 = 10^-31
[OH-]^3 = 10^-31/10^-4 = 10^-27
[OH-] = 10^-9
Donc le pH = -log(10^-9) = 9? Non parce que dans la correction, il est dit qu'on trouve pH=5. Donc si quelqu'un pouvait m'expliquer ça...?
2) Cd(OH)2 = Cd2+ + 2OH-
Ks1 = [Cd2+].[OH-]^2 = 10^-14
Ensuite, a priori, il faut isolé [OH-] comme pour la 1ère question mais je bloque ici parce que je n'arrive pas à déterminer [Cd2+] à cause de l'histoire du 1%...
Voilà, j'espère que c'est assez clair. Ce serait sympa si quelqu'un pouvait me dire si le raisonnement est bon et comment procéder finalement pour répondre à ces 2 questions.
Merci par avance.
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n veut qu'il ne reste que 1% au plus de Cd donc une concentration de 10^-4 mol/L ( à vérifier avec ton enoncé! ) et le produit de solubilité est vérifié : 10^-14 = 10^-4 * [OH]^2 d'où pH = 9