pile électrochimique

[est01]

Bonjour, pourriez-vous m'aider pour cet exercice s'il vous plaît?

 

Pour la A2, j'ai réussi la première partie mais pas le calcul des concentrations .

 

J'ai réussi à faire la question B1

Pour les autres questions, je ne vois pas du tout comment faire...

 

A- On prépare des solutions aqueuses acides, A et B, qui contiennent respectivement des ions Ag+

(0,1M) et Ni2+ (10-2 M). On ajoute, sans variation de volume, NaOH à ces solutions jusqu'à apparition

de précipités.

1) Donner les réactions de précipitation qui ont lieu dans les deux solutions.  Ag⁺ + OH^- = (Ag(OH))(s) et Ni²⁺ + OH^-  =  Ni(OH))₂

2) Calculer, dans les deux cas, la valeur du pH de début de précipitation, et déterminer à pH= 8 les

concentrations de Ag+ et Ni2+.

Ks_(AgOH)=[OH^-][Ag⁺]=10^-7,7 => [OH^-]=Ks_(AgOH)/[Ag⁺]=...  => [H₃O⁺]=[OH^-]/10^-14 ? idem pour lautre réaction, est-ce juste ?

B - On réalise avec ces solutions la pile suivante:

Ag (s)/ Ag+ (0,l M), pH = 6 // Ni2+ (0,01M), pH = 6 /Ni (s)

1) Déterminer le potentiel de chacune des électrodes et en déduire leur polarité. Calculer la f.e.m de

la pile en question.

2) On ajoute NaOH dans les deux électrodes jusqu'à ce que leur pH devienne, à l'équilibre, égal à 8.

a) Calculer la nouvelle f.e.m de la pile et donner la réaction globale.

b) Déterminer les potentiels apparents E°(Ni(OH)2(s)/Ni(s) et E°(AgOH(s)/Ag(s)

c) Peut-on changer la polarité des électrodes en modifiant leur pH? Justifier votre réponse.

Données: pKs(Ag(OH)(s) = 7,7 ; pKs(Ni(OH)2=17 ; E°(Ag+/Ag (s) ) = 0,80 V; E°(Ni2+/Ni(s) ) =-0,25V

 

Merci, bonne journée

Modifié le 28 avril 2018 par est01

[Barbidoux]

a vérifier ..

 

A- On prépare des solutions aqueuses acides, A et B, qui contiennent respectivement des ions Ag+
(0,1M) et Ni2+ (10-2 M). On ajoute, sans variation de volume, NaOH à ces solutions jusqu'à apparition
de précipités.
1) Donner les réactions de précipitation qui ont lieu dans les deux solutions.  Ag+ + OH- = (Ag(OH))(s) et Ni2+ + OH-  =  Ni(OH))2
2) Calculer, dans les deux cas, la valeur du pH de début de précipitation, et déterminer à pH= 8 les
concentrations de Ag+ et Ni2+.
------------------
pH de début de précipitation de AgOH
Ks(AgOH)=[OH-][Ag+]=10-7,7 => [OH-]=Ks(AgOH)/[Ag+]=10^(-7,7)/0.1=10^(-8.7) ==> pH=4.3
----------
concentrations de Ag+ à pH=8
[Ag+]=Ks(AgOH)/[OH-]=10^(-7.7)/(10^(-6)=10^(-1.7)=2*10^(-2) mol/L
pH de début de précipitation de Ni(OH)2
Ks(Ni(OH)2)=[OH-]^2*[Ni2+]=10-17 => [OH-]=√(Ks(Ni(OH)2)/[Ni2+])=√(10^(-17)/(10^(-2)=10^(-7.5) ==> pH=6.5
----------
concentrations de Ni2+ à pH=8
[Ni2+]=Ks(Ni(OH)2)/[OH-]^2=10^(-17)/(10^(-12))=10^(-5) mol/L
----------------------------

B - On réalise avec ces solutions la pile suivante:
Ag (s)/ Ag+ (0,l M), pH = 6 // Ni2+ (0,01M), pH = 6 /Ni (s)
1) Déterminer le potentiel de chacune des électrodes et en déduire leur polarité. Calculer la f.e.m de
la pile en question.
--------------
à 25°C p=R*T*ln(10)/F=0.06
E(Ni2+/Ni)=E°(Ni2+/Ni)+(p/2) lg {Ni2+}=-0.25+0.03*lg(10^-2)=-0.31 V/ENH
--------------
E(Ag+/Ag)=E°(Ag+/Ag)+p lg {Ag+}=0.8+0.06*lg(10^(-1)=0.74 V/ENH
---------------
Ag est le pôle + de la pile Ni le pôle -
fem=0.74+0.31=1.05 V
---------------
2) On ajoute NaOH dans les deux électrodes jusqu'à ce que leur pH devienne, à l'équilibre, égal à 8.
a) Calculer la nouvelle f.e.m de la pile et donner la réaction globale.
---------------
E(Ni2+/Ni)=E°(Ni2+/Ni)+(p/2) lg {Ni2+}=-0.25+0.03*lg(10^-5)=-0.4 V/ENH
--------------
E(Ag+/Ag)=E°(Ag+/Ag)+p lg {Ag+}=0.8+0.06*lg(10^(-1,7)=0.698 V/ENH
---------------
nouvelle f.e.m=0.698+0.4=1.098 V
---------------
b) Déterminer les potentiels apparents E°(Ni(OH)2(s)/Ni(s) et E°(AgOH(s)/Ag(s)
--------------
Réaction électrochimique
2*e^(-)+Ni(OH)2 +2*H^(+)=Ni+2*H2O
E(Ni2+/Ni)=E(Ni(OH)2(s)/Ni(s) =E°(Ni(OH)2(s)/Ni(s)+(p/2)*lg(H^+}^2)=E°(Ni(OH)2(s)/Ni(s) -p*pH ==>E°(Ni(OH)2(s)/Ni(s)=E(Ni2+/Ni)+p*+p*pH=-0.4+0.06*6=-0.04 V/ENH
--------------
e^(-)+Ag(OH)+H^(+)=Ag+H2O
E(Ag+/Ag)= E°(AgOH(s)/Ag(s)+p*lg{H^(+)}=E°(AgOH(s)/Ag(s)-p*pH==>  E°(AgOH(s)/Ag(s)=E(Ag+/Ag+p*pH=0.698+0.06*6=1.058 V/ENH
--------------
c) Peut-on changer la polarité des électrodes en modifiant leur pH? Justifier votre réponse.
--------------
Non puisque qu'à pH 14 le potentiel thermodynamique théorique de l'électrode d'argent qui vaudra E(Ag+/Ag)=E°(Ag+/Ag)+p lg {Ag+}=E(Ag+/Ag)=E°(Ag+/Ag)+p lg {Ks/{OH^(-)}+} sera toujours supérieur au potentiel thermodynamique théorique de l'électrode de nickel
--------------
Données: pKs(Ag(OH)(s) = 7,7 ; pKs(Ni(OH)2=17 ; E°(Ag+/Ag (s) ) = 0,80 V; E°(Ni2+/Ni(s) ) =-0,25V
 

 

[est01]

Merci, bonne journée 

[hichem120]

bonjour

je vous remercie pour la solution ça m'aide beaucoup, mais j'ai une petite question

pour la deuxième partie là ou le pH est devenue 8, et c'est avec l'ajout d'une base NaOH, donc on doit avoir cette base dans l’équation ? tandis que dans la résolution de l’exercice j'ai vue cette équation électrochimique
2*e^(-)+Ni(OH)2 +2*H^(+)=Ni+2*H2O

y a pas de OH- (base)

et vu le couple qu'on a dans l'énnoncés de l'exercice il est judicieux d'utiliser l’équation suivante a mon avis

Ni  + 2OH-  ==== Ni(OH)2  +  2é     (comme reaction d'oxydation qui auras lieu dans le compartiment anodique) .

AgOH  +  1é ===== Ag + OH-  (comme reaction de réduction qui auras lieu dans le compartiment cathodique).

 

si j'ai tort aidez moi a trouvez la bonne solution

merci a vous

 

[Barbidoux]

Il y a 16 heures, hichem120 a dit :

bonjour

je vous remercie pour la solution ça m'aide beaucoup, mais j'ai une petite question

pour la deuxième partie là ou le pH est devenue 8, et c'est avec l'ajout d'une base NaOH, donc on doit avoir cette base dans l’équation ? tandis que dans la résolution de l’exercice j'ai vue cette équation électrochimique
2*e^(-)+Ni(OH)2 +2*H^(+)=Ni+2*H2O

y a pas de OH- (base)

et vu le couple qu'on a dans l'énnoncés de l'exercice il est judicieux d'utiliser l’équation suivante a mon avis

Ni  + 2OH-  ==== Ni(OH)2  +  2é     (comme reaction d'oxydation qui auras lieu dans le compartiment anodique) .

AgOH  +  1é ===== Ag + OH-  (comme reaction de réduction qui auras lieu dans le compartiment cathodique).

Par convention on écrit toujours (dans le sens Ox->Red) les réactions d'électrodes et/ou les équation électrochimiques de couples redox qui font intervenir le pH en utilisant les espèces H2O et H^(+) (on n'utilise jamais l'espèce OH^(-) même lorsque le milieu est basique). Cela tient au fait que l'échelle des potentiels électrochimique  standard a pour zéro le potentiel électrochimique de l'électrode standard à hydrogène E°(H^+/H2) (activité de l'ion H^(+)  et fugacité du dihydrogène égaux à l'unité).

Autrement dit tout les potentiels standard des couples redox qui font intervenir le pH sont définis pour des activités des réactifs et produits unitaires et une activité unitaire  de l'ion H^(+) ).

En conséquence le potentiel électrochimique du couple Ni(OH)2/Ni correspond à la réaction : Ni(OH)2+2*e^(-)+2*H^(+)-> Ni+2*H2O et s'écrit E(Ni(OH)₂/Ni)=E°(Ni(OH)₂/Ni)+(p/2)lg(a_H^+)²) avec p=RTln(10)*/F. 

Dans cet exercice les unités de certaines données sont incorrectes. Il aurait du être écrit :   E°(Ag+/Ag (s) ) = 0,80 V/SHE; E°(Ni2+/Ni(s) ) =-0,25V/SHE; (Standard Hydrogen Electrode)