Mesure du potentiel Redox

[invite56210b22]

Salut à tous,

Si l'on cherche à doser une solution de nitrate de cuivre (aucun interférent à considérer) d'environ 0,5M :

Est-t-il bien correct, afin d'obtenir une idée de la concentration en ion [Cu⁺⁺], de mesurer le potentiel rédox de cette solution via une électrode de platine (indicatrice) et une électrode de référence (AgCl par ex)?
Par le ∆E obtenu on obtient [Cu⁺⁺] via l'application de l'équation de Nernst.

----------------------
Exemple : solution de Cu(NO₃)₂ 0,5M ; électrode de référence au chlorure d'argent +0,199V et électrode indicatrice en platine

Je devrais donc mesurer avec mon système électrode platine/électrode réf, une ∆E prévue par application de l'équation de Nernst :

∆E = E°_Cu++/Cu - E_référence - (0,059/2)*log(1/[Cu⁺⁺])
∆E = 0,34 - 0,199 - (0,059/2)*log(1/0,5)
∆E = 0,132

En vous remerciant d'avance,
-----

[petitmousse49]

Bonjour
1° : Pour mesurer le potentiel du couple (Cu²⁺/Cu) l'électrode de mesure doit être en cuivre et non en platine. Il faudrait utiliser une électrode de platine pour un couple faisant intervenir des espèces en solution aqueuse, sous réserve bien sûr que le platine ne réagisse avec aucune des espèces en solution.
2° : il est peu précis de déduire une concentration d'une seule mesure de potentiel. Tu peux améliorer la précision de la mesure en réalisant un dosage potentiométrique. A un volume Vo connu de solution de sulfate de cuivre de concentration Co inconnue, tu ajoutes, progressivement un volume V1 d'une solution de soude de concentration C1 connue. La concentration en ions cuivre diminue par précipitation selon une réaction quasi totale :
Cu²⁺ + 2HO = Cu(OH)_2(s)
A l'équivalence, tu obtiens une baisse très rapide et "brutale" du potentiel. Le point d'inflexion de la courbe E = f(V1) a pour ordonnée le volume équivalent.

[moco]

Bonjour,

Il est inutile de songer utiliser la loi de Nernst pour déterminer une concentration qui est à peu près 0.5 M, comme tu le fais. La loi de Nernst ne s'applique pas à des concentrations supérieures à 0.01 M, surtout pour les ions doublement (ou triplement) chargés. On n'en parle jamais en classe, pour ne pas effrayer les élèves, et surtout parce qu'on ne comprend pas bien ce qui se passe. Mais le fait est que la loi de Nernst joue bien pour les concentrations inférieures à 0.01 M. Au-dessus, le potentiel ne varie pas comme il devrait, en fonction de la concentration. Tout se passe comme si la concentration satisfaisant à la loi de Nernst était beaucoup plus petite que celle tirée des pesées, ou comme si une partie des ions était "cachés dans la solution". On dit lors que la loi de Nernst dépend de l'activité et non de la concentration. Le rapport entre l'activité a et la concentration c définit un facteur d'activité f et on a : a = f·c. Le facteur f peut être de l'ordre de 0.3, aux concentrations de l'ordre de 0.1 à 1 M. Personne n'est capable de calculer ce facteur d'activité, sans recourir à des formules empiriques, que rien ne justifie.