Question de pile bien perchée

[wapiti123]

voici l'énoncé

Les deux compartiments d’une pile ont la composition suivante à 25°C :
Compartiment A : Cu plongeant dans une solution de Cu2+ (0,010 mol/L)
Compartiment B : Sb plongeant dans une solution de Sb3+ (0,10 mol/L)
On introduit ensuite dans le compartiment A du NH3 (g) jusqu’à ce que la solution
devienne 1,0 mol/L en NH3.
Calculer la constante de formation (pKf) du complexe [Cu(NH3)4]2+ sachant que celui-ci
est extrêmement stable, que la force électromotrice de cette pile est de 0,17 V et que la
réaction qui s’y déroule est la suivante : Sb3+ + Cu + NH3 → Sb + [Cu(NH3)4]2+
Données : E°(Cu2+/Cu) = 0,34 V et E°(Sb3+/Sb) = 0,10 V
1) -105,26
2) -12,5
3) -101,04
4) -1,04
5) -5,26

déja je ne comprends pas les signes négatifs dans les réponses, une constante d'équilibre est toujours positive j'ai l'impression
d'après le corrigé ce serait la deuxième réponse la bonne.

puis je ne vois pas comment faire.

ici j'ai écris et équilibrés les deux demis réactions, ce qui donne 2Sb3 + 3Cu => 2Sb + 3Cu(2+)
mais je ne vois pas ce que le complexe a à voir la dedans

un indice ?
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[jeanne08]

Kf est la constante de formation du complexe . Elle est grande donc - logKf = pKf est négatif
Pour résoudre l'exercice tu dois connaître la formule de Nernst pour les couples Sb/Sb3+ ( et tu connais la concentration en Sb3+) et Cu/Cu2+ ( tu ne connais pas la concentration en Cu2+ car ceux ci sont presque complètement transformés en complexe)
Tu vas pouvoir calculer la concentration restant en Cu2+ en utilisant la fem : fem = E+ - E- = ESb - ECu
Tu connais maintenant la concentration restant en Cu2+ , le reste est devenu complexe ...

[wapiti123]

bonjour, donc je suis votre raisonnement et je remplace dans l'équation de nernst comme ceci
0,17=0.24 +0.059/6 * log ([Cu2+]/[Sb3+]²)

je trouve Cu2+ = 8.098*10^-6

puis j'imagine que je dois faire ce nombre fois la concentration en nh3 exposant 4 pour avoir Kd, et faire 1 sur Kd pour avec Kf, puis encore faire -log de ce kf pour trouver pKf ?

quoiqu'il en soit je trouve -5.09, ce qui n'est pas la bonne réponse...

bon équation de nernst est elle bonne ?

[jeanne08]

Tu te trompes quelque part dans le calcul des Cu2+... Je trouve (Cu2+) = 10^-14.5 mol/L
Il ne faut pas aller trop vite ici car le nombre d'électrons dans chaque couple redox n'est pas le même . Donc tranquillement : tu calcules E+ ( couple Sb/Sb3+) puis tu en déduis E- car E+-E- = fem = 0.17 . Avec la valeur de E- tu calcules la concentration en Cu2+ ...
Ensuite tu explique que la réaction Cu2+ + 4NH3 -> complexe est très avancée ( on le dit dans l'énoncé) , donc que la concentration en complexe est 0.01 mol/L et comme on a mis un gros excès d'ammoniac on a (NH3) = 1 mol/L ...

[A voir en vidéo sur Futura]

[wapiti123]

bonsoir, j'ai du recommencer plusieurs fois les calculs mais j'ai reussi, merci beaucoup pour le coup de pouce

[Tarteauxpwares]

Bonjour, pourrais-tu partager ta résolution ? Car je ne parviens pas à trouver la bonne concentration en Cu2+ non plus...

[wapiti123]

E(cathode) = 0.1 + 0.0592/3 log 0.1 = 0.08

0.17 = e(cathode) - e(anode) = 0.08- e(anode)
<=> e(anode) = -0.09

-0.09 = 0.34 + 0.0592/2 log [Cu2+]
<=> [Cu2+] = 2.97*10^-15

Kf = 0.01/[Cu2+] = 3.36*10^12
pKf = -log (3.36*10^12) = -12.52

[Tarteauxpwares]

Merci beaucoup à toi

Je me trompe constamment en mettant E = E°(réaction) - 0,0592/2 log [Cu2+], parce que dans mon cours il est écrit que c'est un - et pas un +... Comment ne pas se tromper ?

[Tarteauxpwares]

Et est-ce normal que la cathode ait un E° = 0,10 V et l'anode un E° = 0,34 V ? La borne ayant le potentiel standard le plus élevé n'est pas censé être la cathode ?

[wapiti123]

non je pense que la cathode est tout simplement la partie qui subit l'oxydation si je ne me trompe pas, donc ici c'est bien Sb qui devient Sb3+
sinon
la formule est bien

E = E°(réaction) + 0,0592/2 log [Cu2+]
peut etre que dans ton cours il fait marquer
E° = E - 0,0592/2 log [Cu2+] ? (dans ce cas ca serait juste)

retiens un des 2

[Tarteauxpwares]

Ah d'accord j'avais pourtant lu ça pas mal de fois, peut-être qu'ici c'est un cas exceptionnel !
Pour la formule de Nernst j'ai bien vérifié c'est bien la première équation que tu as écrite : E = E°(réaction) + 0,0592/2 log [Cu2+] sauf que c'est un - car c'est en fait :

Pour deux couples H+/H2 et Zn2+/Zn :

Zn(s) + 2H+(aq) <--> Zn2+(aq) + H2(g)

E = [E°(H+H2) - E°(Zn2+/Zn)] - 0,0592/2 log [Zn2+][H2]/[H+]²

Un peu plus compliqué mais il est vrai que je préfère calculer d'abord Ecathode puis Eanode et soustraire ces deux résultats, pour au final trouver ma différence de potentiel (f.e.m.) !

Je te remercie pour m'avoir apporté toutes ces précisions !

[jeanne08]

Je vais vous expliquer les mots anode et cathode ...
d'abord : borne + = electrode au potentiel le plus élevé et borne - potentiel plus bas

Quand on a un courant dans une pile ou un électrolyseur :
anode : siège d'une oxydation ( mnémotechnique : anode oxydation commencent par 2 voyelles) et cathode = siège d'une réduction ( cathode réduction commencent par 2 consonnes)
Donc pour voir l'anode ou la cathode il faut qu'il y ait un courant
- lorsqu'une pile débite dans un fil électrique le courant sort par la borne + donc , dans le fil , on a un courant d'électrons qui partent de la borne - et se dirigent vers la borne + : ce mouvement d'électrons est spontané. Donc il se forme des électrons à la borne - donc oxydation à la borne - qui est donc l'anode
- lorsqu'on a un électrolyseur , un générateur pousse les électrons vers la borne - ( il faut les pousser ! ) où ils sont consommés au cours d'une réduction donc la borne - est la cathode

Dans beaucoup d'exercices on se contente de mesurer la fem d'une pile qui ne débite pas donc les termes borne+ de borne- suffisent ... inutile de prononcer les noms anode et cathode !

dernier point : la formule de Nernst s'applique à un couple redox sans préjuger d'un sens de réaction : a Ox +ne- = b Red E = E° +0.06 /n log (Ox)^a /(Red)^b

[Tarteauxpwares]

Vous êtes plus que parfaite, merci beaucoup pour vos explications !