Matthieu
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 |  Sujet: 14/11/11 Thermo redox (d'après ecrits CCP P 1996)  Mer 16 Nov - 20:24 | |
| A- Potentiel d'électrode standard de la pile AgBr/Ag en milieu méthanol
On mesure la fem de la pile décrite ci-dessous - Pt l H 2(1 bar) l HBr (conc x), (C2 H 5) 4NBr (conc c) dans CH 3OH l AgBr l Ag + Le tableau I donne les valeurs de la fem E en fct de x et c x (mol/L) c (mol/L) E(mV) 5E-3 0,0095 82,6 1E-3 0,0099 123,5 1) HBr est un acide fort en milieu aqueux, en milieu méthanol, son pKa est de 0,67. Expliquer cette variation sachant que les constantes diélectriques de l'eau et du méthanol sont respectivement 80 et 33 - Spoiler:
L'eau a un Epsilonr( (ça traduit la capacité d'un solvant à séparer les molécules (en gros si j'ai bien compris)), plus grand donc elle séparera mieux les molécules en leurs ions que le méthanol, d'où l'écart de pKa (j'espère que je suis clair)
2) La précision habituelle sur les mesures de pH est de 0,01 unités de pH. Peut-on admettre que HBr se comporte comme un acide fort lorsque les concentrations de tous les ions sont celles du tableau I? - Spoiler:
Il faut calculer le pH avec les hypothèses acide fort, acide faible, et comparer les valeurs que l'on obtient.
Acide fort: pH=3,00 (ligne x=1E-3) et pH=2,30 (ligne x=5E-3)
Acide faible, on retrouve sensiblement la même chose (peut-être 2,31) donc comme les écarts sont inférieurs à 0,01, ça marche, on peut le considérer comme fort.
3) Ecrire les réactions aux électrodes et donner l'expression de la fem E de la pile en fonction de c et du pH de la solution. - Spoiler:
(m)=dans le méthanol
Pole + Cathode Réduction AgBr(s) + e- = Ag(s) + Br-(m)
Pole - anode oxydation H2(g)=2H+(m)+2e-
E=E°(AgBr/Ag)-E°(H+/H2)+0,06log(C°/[Br-])-0,03log([H+]²P°/(PH2C°²))
on a PH2=P° on simplifie
on vire les C°
E=E°(AgBr/Ag)-E°(H+/H2)+0,06log(1/(c+x))-0,03log(x²)
E=E°(AgBr/Ag)-E°(H+/H2)+0,06log(1/(c+10-pH))+0,06pH
4)Calculer le potentiel de l'électrode AgBr/Ag dans ce milieu. - Spoiler:
On prend E°(H+/H2)=0
On part ensuite d'une des deux lignes du tableau, un petit coup de solveur et tadaa! E°(AgBr/Ag)=-0,117V
5) Indiquer l'équation de la réaction totale qui se déroule dans la pile lorsqu'elle fonctionne dans le sens spontané et pour les valeurs c=0, x=0,2 mol/L. Peut-on dire dans ces conditions que H 2 est plus réducteur de Ag? - Spoiler:
Réaction de fonctionnement de la pile
2AgBr(s) + H2(g)= 2Ag(s)+2Br-(m)+2H+(m)
C'est H2 qui réagit, donc c'est le réducteur fort, il est donc plus réducteur que Ag.
6) Le potentiel standard du couple Ag+/Ag en milieu méthanol est 778mV. Calculer le produit de soulubilité de AgBr dans le méthanol. - Spoiler:
Considérez mes D comme des delta
Ag+ + e- =Ag (1) D1/2G°1=-F*E°(Ag+/Ag)
AgBr(s)=Ag+ + Br- (2) DrG°=RTln(Ks)
AgBr+ e- = Ag + Br- (3) D1/2G°3=-F*E°(AgBr/Ag)
(2)=(3)-(1) on en déduit après calculs (rapides) RTln(Ks)=-F*E°(AgBr/Ag)+F*E°(Ag+/Ag)
Un p'tit coup de solveur, Ks=7,3 E-16 ie pKs=15,1
B- Détermination du produit ionique du méthanol
On réalise la pile ci-dessous pour différentes concentrations de méthylate de sodium. - Pt l H 2(1 bar) l CH 3ONa (conc x), (C2 H 5) 4NBr (conc 0,1mol/L) dans CH 3OH l AgBr l Ag + On a porté dans le tableau II la fem de cette pile en fct de la concentration x x (mol/L) E(mV) 0,01 806 5E-3 793 1E-3 742 Calculer le produit ionique du méthanol en supposant que celui-ci est parfaitement anhydre et que le méthylate de sodium est entièrement dissocié. Exprimer le résultat sous la forme d'un pKe - Spoiler:
CH3COH=CH3CO- + H+
Ke=[H+][CH3CO-]
On écrit la fem avec Nernst, j'ai déjà simplifié par les pressions et viré les C°.
E=E°(AgBr/Ag)-0,06log([Br-])-0,06log([H+])
on remplace ensuite [H+]=x=Ke/[CH3CO-]
un coup de solveur, et on obtient Ke=4,1E-17
Ouf j'ai fini! | |
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