potentiel-ph

[invitef37c1c79]

bonjour j'ai besoin d'aide pour un exo ...
On mesure la tension et le pH d'une solution de nitrate d'argent 10^-3M en milieu complexant ammoniacal NH4NO3 0.1M que l'on ajoute au fur et a mesure pour faire varier le ph et prendre les différentes tension...
Ag+ + 2NH3 <--> Ag(NH3)2^+ on me donne le pKf = -7.2

1--> calculer à partir de l'expression de pKf, le pH1 correspondant à l'isoconcentration entre les deux espèces d'argent pour pH>pKa (pKa=9,2)
2--> Ecrire la réaction redox entre l'argent au degrés 0 et +I, ainsi que l'expression de e en fonction du pH pour : Ph1>pKa et pour pH2>pKa

Pour la deuxième question voila ce que j'ai répondu ... :
Ph1<pH<pKa Ag + 2NH4+ <--> Ag(NH3)2^+ + 2H+ + e-
donc e= e°+0,06log((Ag(NH3)2^+)(H+)²/(NH4+)² mais je n'arrive pas a la mettre en fonction du pH ....

Ph2>pKa
Ag + 2NH3 <--> Ag(NH3)2^+ + e-
donc e=e°...
Pourriez-vous m'aider...je n'est pas encore fait de cours sur le sujet je suis un peu perdu ...
Je vous remercie par avance
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[jeanne08]

Je voudrais savoir ce que l'on met exactement ( espèces et quantités) dans la solution lorsqu'on mesure potentiel et pH ...

Je lis la première phrase du post et je comprends que l'on met du nitrate d'argent 0.001 mol/L ( combien ? ) et une quantité variable de solution de nitrate d'ammonium 0.1M ... la formation du complexe Ag+ + 2NH4 + = complexe + 2H+ a une constante K = Kf*(Ka^2) très petite .... alors il n'y a guère de complexe !!

Bref l'expérience ne doit pas etre menée comme indiqué !

[invitef37c1c79]

Deja merci de m'avoir répondu je m'en sors toujours pas
On mesure le potentiel et le pH dans une solution de 50mL de nitrate d'argent....
Je vous met en fichier joint l'énoncé exacte de mon tp ...

[invitef37c1c79]

enfin une solution de 50mL de nitrate d'argent en milieu complexant, et on fait varier le pH de 0.5unité environ par ajout de soude dilué...

[A voir en vidéo sur Futura]

[jeanne08]

ta pièce jointe n'est pas validée ...
Peux tu me dire ce que l'on met au départ exactement : 50 mL de nitrate d'argent 0.001 M + nitrate d'ammonium 0.1M + soude ( concentration? quantités? ) ... voilà qui me parait beaucoup plus logique et n'a pas grand chose à voir avecton début de premier post ... je pourrai peut être alors te donner quelques indicatins utiles ...

[invitef37c1c79]

On me dit seulement :
Dans un becher de 50mL d'une solution de nitrate d'argent 10^-3 M en milieu NH4NO3 0,1M, on ajoute de la soude dilué afin de faire varier le pH de 0,5unité et on prend le potentiel a chacun des pH, pour reporter ces valeurs sur le diagramme de l'argent théorique en milieu complexant que je suis censé tracer ...
C'est a partir de cette équation que je doit donner le pH1 : Ag+ + 2NH3 <--> Ag(NH3)2^+ on me donne le pKf = -7.2


1--> calculer à partir de l'expression de pKf, le pH1 correspondant à l'isoconcentration entre les deux espèces d'argent pour pH>pKa (pKa=9,2)
2--> Ecrire la réaction redox entre l'argent au degrés 0 et +I, ainsi que l'expression de e en fonction du pH pour : Ph1>pKa et pour pH2>pKa

Voila en espérant que vous puissiez m'aider...

[jeanne08]

je trouve ton enoncé bien enigmatique ... je note h la concentration en H3O+ et on rappelle que Ka et Kf sont toujours vérifiés .

On part donc de l'experience suivante : on a 50 mL d"'une solution 0.001M en Ag+ et 0.1M en NH4+ ( les autres ions sont spectateurs ) et on ajoute de la soude diluée . Pour alléger les calculs je néglige la dilution ... ( mais honnetement elle ne doit pas etre négligeable si la soude est diluée )
On fait la réaction quasitotale : NH4+ + OH- -> NH3 + H2O et on a la réaction quasitotale Ag+ + 2NH3 -> complexe ce qui revient à faire la réaction Ag+ + 2NH4+ + 2OH- -> complexe
Tu remarques qu'il y a beaucoup plus de NH4+ que de Ag+ au départ donc que cette réaction nécessite assez peu de soude. Quand il n' y aura quasi plus de Ag+ la soude se contentera de réagir avec les NH4+ pour donner des NH3 qui vont s'accumuler . Voilà pour la comprehension de ce qui se passe ...

- si dans la solution on a autant de Ag+ que de complexe ... ecris Kf et tu constateras que (NH3) = 10^-3.6 et quand tu remets cela dans Ka tu trouves h = 10^-6.6 ( verifie les calculs )
- si on a toujours un excès de NH4+ ( concentration toujours egale à 0.1 M en negligeant la dilution ) on a un pH< pKa et (NH3) = Ka*(NH4+)/h = 10^-10.2/h
On a les couples Ag/complexe équation redox Ag + 2NH3 = complexe +e- : E = constante + 0,06*log(complexe)/(NH3)^2 en remplaçant (NH3) par 10^-102/h on trouve un potentiel E de la forme cste - 0.12 pH , expression que l'on peut aussi retrouver en disant que (complexe) =0.001 , que (NH3) =10^-10.2/h , donc on calcule (Ag+) à a partir de Kf et on a E = E° + 0,06*log(Ag+)

- quand on ajoute beaucoup de soude ... on a transformé tous les NH4+ en NH3 , pH>pka et la concentration en complexe est fixe, celle de NH3 ne bouge plus ... le potentiel ne doit plus bouger !

voilà quelques pistes ... à toi de jouer ...

[invitef37c1c79]

Je ne comprend pas comment vous trouver que (nh3)=10^-3.6

Moi j'obtient Kf= (complexe)/((Ag+)(NH3)²) puisque il y a isoconcentration des especes de fer cela veut dire que Kf=1/(nh3)² et comme on me donne le pKf (nh3)=110^7.2 ? j'ai du faire une erreur mais je ne sais pas ou du coup je n'arrive pas a faire le reste ....
Un dernier petit coup de pouce ?

[invitef37c1c79]

dsl j'ai fait une petite erreur en ecrivant mon message
Je ne comprend pas comment vous trouver que (nh3)=10^-3.6

Moi j'obtient Kf= (complexe)/((Ag+)(NH3)²) puisque il y a isoconcentration des especes de fer cela veut dire que Kf=1/(nh3)² et comme on me donne le pKf (nh3)=1/(10^7.2)² ? j'ai du faire une erreur mais je ne sais pas ou du coup je n'arrive pas a faire le reste ....
Un dernier petit coup de pouce ?

[invitef37c1c79]

En faite c'est bon, je n'arrive juste pas a trouver l'expression de Ka sinon merci bcp sa m'a bien aidé

[jeanne08]

Ka = (NH3)*h/(NH4+)

NH3 se forme par action de la soude ajoutée sur NH4+. L'ammoniac formé forme le complexe avec Ag+ et reste libre . Ka est verifié par la concentration en NH3 libre.
Si on met peu de soude la majeure partie de NH4+ est intacte donc on a (NH4+) ~0,1 M ....

[invitef37c1c79]

Ok merciii bcp
et donc pour tracer mon diagramme je me sert des potentiel que l'on me demande d'écrire c'est bien sa ?

1°) donc pH1<pKa Ag+ + 2NH4+ <--> complexe + 2H+ +e-
d'ou E=e° +0.06log((complexe)(H+)²/(NH4+))


2°^) et pour pH2>pKa Ag + 2NH3 <--> complexe + e-
d'ou E=e° + 0,06log((complexe)/(Nh3)²) donc E=e°¨-0,12pH


c'est bien sa ? j'ai du faire une erreur je pense .... et la premier potentiel peut etre mis en fonction du ph ou pas ? j'ai trouver pour le potentiel standard du couple (complexe)/Ag =0.37 sur un site internet pensez vous que c'est bon ?

Merci d'avoir pris tous se temps pr me repondre

[jeanne08]

pour arriver à un pH>pka il faudra mettre un beaucoup de soude ... dont tu précises qu'elle est diluée ... mais alors la dilution n'est pas negligeable ... (la pièce jointe est pour moi quasi illisible )
chose sure : la quantité de complexe est au maximum 0,001 mol/L et comme le complexe se forme bien il suffit de relativement peu de soude ajoutée pour que tous les Ag+ soient transformés en complexe .
- on voit que dès que pH > 6,6 la moitié des Ag+ est déja transformée en complexe ...
- pH < 9,2 E = cste + 0,06 *log(complexe) *h^2 /(NH4+)^2 avec NH4+ ~cste ~0,1 et (complexe) = 0,001 M donc E = cste - 0,12 pH
- pH> 9,2 on aurait E = cste' - 0,12pH .... mais la dilution ...


Chose sure et simple : pH<9,2 NH4+ quasi intact ~0,1M , (complexe ) ~0,001M on calcule (NH3) à partir de Ka : (NH3) ~Ka*0,1/h on calcule (Ag+ ) à partir de Kf en fonction de h et on porte dans la formule de Nernst pour le couple minoritaire présent Ag/Ag+ ( quand on a plusieurs couples redox en équilibre , ce qui est le cas ici , ils sont au même potentiel )