Potentiel de Nerst

[Dostoiev]

Bonsoir à tous,

Dans un exercice, on demande de calculer le potentiel d'une demi-pile qui est constituée d'une lame de cuivre plongeant dans une solution de Cu(NO3)2(aq) ( à la concentration de 0,0500mol/l ) Et le pH de cette solution est de 1. Je me demande où l'on peut introduire ce ph dans (1) E= E°- ((RT/2F) In(1/[Cu2+]) ? C'est à dire qu'habituellement on a les ions H+ dans la demi-équation, or ici je ne vois pas comment utiliser ce ph dans l'expression (1)

Merci pour l'éventuelle aide !

Bonne soirée à tous
-----

[ArtAttack]

Bizarrement, quand je regarde les tables, je tombe sur la demi réaction :
2 NO3– + 12 H+ + 10 e– = N2(g) + 6 H2O
Qui dit H+ dit influence du pH.
A toi de finir.

[Dostoiev]

Merci pour la réponse.

Je me rends compte que je suis perdu face à cet exercice ( qui me vient d'un examen ). Qu'il y ait une différence de niveau entre les séminaires et l'examen me semble logique et nécessaire, il faut pouvoir avoir un minimum d'intuition. Par contre j'utilise également des livres d'exercices ( de première licence ) dans lesquels je n'ai jamais rencontré ce type de problème. Sauf dans un manuel de Bardez, en tentant d'éclaircir tout ça j'ai en effet retrouvé un exercice dans lequel le ph de la solution est aussi égal à 1, et elle précise que c'est pour éviter la précipitation des hydroxydes de fer. Et dans sa résolution ( avec le couple Fe3+/Fe2+ et une électrode de platine), elle n'utilise pas ce pH= 1 ! C'est une approximation qu'on peut faire en première licence mais qui ne convient plus par la suite ? Je constate donc ce soir que le pH dans ces livres n'intervient qu'avec une électrode de platine ( et donc les couples sont toujours clairement donnés ). Ici vous me donnez la demi réaction de réduction d'un autre couple ( que je ne trouve pas dans les tables mises à disposition par notre titulaire de cours, j'en ai deux autres par contre. Mais dès lors comment choisir la bonne ? ). Est-ce que le potentiel déterminé par la demi-réaction que vous donnez doit etre préféré à celui de Cu2+(aq) + 2 e- ----> cu(s) ? Ou combiné avec lui ? Je me permets de rajouter une question à celle initiale. Dans la suite de l'exercice, on introduit une base ( NaOH ) dans ce compartiment, et on nous donne le pH final. On nous demande de déterminer le nouveau potentiel. Est-ce qu'en utilisant pH= 14 + log(Oh-), en remarquant qu'il y a une précipitation du à cet ajout : Cu2+(aq) + 2 OH-(aq) ----> Cu(OH)2(s), en placant la concentration des ions OH- trouvée dans la constante de solubilité : ks = [OH-]²[Cu2+], et en remplaçant finalement la concentration [Cu2+] dans le potentiel : E= E°- (RT/2F)en(1/[Cu2+]) on tient un raisonnement correct ? C'est à dire, est-ce que le pH donné permet d'avoir les ions OH- libres en solution ? Et que ce sont ceux-là qui interviennent dans la constante de solubilité ? Au total, est-ce que le but de cet exercice était de conclure que la précipitation fait diminuer le potentiel de la demi-pile et donc de la fém ? ( Le pH=1 étant donné seulement pour préciser qu'il est nécessaire d'acidifier la solution pour éviter la formation d'hydroxyde) Dans le cas contraire, est-ce que vous pouvez me donner une partie du développement qu'il fallait tenir pour trouver le pontentiel en (1) et ensuite en (2 = ajout de NaOh) ? Merci d'avance à vous ou à d'autres qui pourraient éventuellement m'éclaircir les idées !

[jeanne08]

Pour ma part , quand je lis l'exercice posé , la solution qui me vient à l'esprit est le potentiel du couple Cus/Cu2+ calculé avec la formule de Nernst . Le pH est acide poiur eviter la précipitation d'hydroxyde, mais n'intervient pas dans le calcul du potentiel.
C'est vrai que le couple NO3- /N2 existe, de même que le couple NO3-/NO, on peut même oxyder le cuivre solide par l'acide nitrique mais celui ci doit etre concentré et la réaction est lente donc on doit chauffer.

[A voir en vidéo sur Futura]