Problème 2

Solutions aqueuses de sels de cuivre. Le pH d'une solution de nitrate de cuivre(II)

1.00\times10^{-2}

mol dm

^{-3}

est 4.65. (2.1) Écrire l'équation de formation de la base conjuguée de l'ion

\ce{Cu^{2+}}

hydraté. (2.2) Calculer le p

K_a

du couple acide–base correspondant. (2.3) Sachant que

K_{sp}(\ce{Cu(OH)2}) = 1\times10^{-20}

, à quel pH

\ce{Cu(OH)2}

commence-t-il à précipiter ? (2.4) Avec

E^0(\ce{Cu+/Cu}) = +0.52

V et

E^0(\ce{Cu^{2+}/Cu+}) = +0.16

V, écrire la dismutation de

\ce{Cu+}

et calculer sa constante d'équilibre. (2.5) Calculer la composition (mol dm

^{-3}

) de la solution obtenue en dissolvant

1.00\times10^{-2}

mol de cuivre(I) dans

1.0\ \mathrm{dm^3}

d'eau.

Étape 2 sur 4 : Précipitation de Cu(OH)₂

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[\ce{OH-}] = \sqrt{\frac{K_{sp}}{[\ce{Cu^{2+}}]}} = \sqrt{\frac{10^{-20}}{10^{-2}}} = 10^{-9}\ \mathrm{mol\,dm^{-3}}\ \Rightarrow\ \mathrm{pH} = 5.00

Analyse

La précipitation commence quand $[\ce{Cu^{2+}}][\ce{OH-}]^2 = K_{sp}$ , soit $[\ce{OH-}] = 10^{-9}$ M, pOH = 9, pH = 5. À ce pH, $[\ce{Cu(OH)(H2O)3+}]/[\ce{Cu^{2+}}] = K_a/[\ce{H+}] = 10^{-7.3}/10^{-5} \approx 1/200$ , la base conjuguée est bien négligeable.