Soit
f P ^
_ r
_ p
-
pO
~-^catliodc
^anode
Ag'/Ag
0^059,
.
0,059,
2.-,
+ ^ — log[Ag"],
- ^ — log[Cu'"]i
f.e.m. = £'” - £ " , . r
Ag /Ag
Cu /t u
f.e.m .= £" , „
Ag /Ag
tu /tu
0,059,
, , 0,059,
2.T
+ ^y-log[A g^]i - - 1— log[Cu^"];
, 0,059, , , .-,2 0,059,
2.
+ —— log[Ag I ------— log[Cu
D’où
P
,0
.,0
.0,059, [Ag^li^
f-"-^- = ^Ag-/Ag -^CU-/CU + —
f.e.m . = 0,80-0,34 +
log — = 0,42 V
2
0,2
La f.e.m. de la pile vaut donc 0,42 V.
La f.e.m. de la pile initiale est supérieure à 0,3 V. La réaction mise en jeu entre les ions Ag'^et
le cuivre est donc quasi totale. Lorsque la pile débite, on observe une dissolution de la cathode
en cuivre et un dépôt d’argent sur l’anode en argent. La pile débite jusqu’à ce que la cathode en
cuivre soit totalement consommée.
Ba^^+ 2 NO37.10 L’équilibre de solubilité s’écrit :
BalNO,),,.,
D’après l ’équilibre de solubilité dans 1 L de solution saturée de nitrate baryum dans l’eau pure,
on a .v mol • L“' d’ions Ba^"^ et 2s mol • L~' d’ions NO3“.
Le produit de solubilité vaut par définition :
f
(lmoLL“'y
T J
O
c
D
û
«JD
t H
O
CM
©
x z
ai
‘v_
>Q.
O
U
Donc = 4 x (0,34)^ =0,157 soit p^^ = 0,8.
d(ln/é) A
La solubilité augmente avec la température. D ’après la loi de Van’t Hoff : ———=
,
si la solubilité augmente avec la température, la constante de solubilité augmente aussi avec la
d(lnA')
température, soit ^^ > 0 , ce qui montre donc que A ^fr’ > 0. La solubilisation du nitrate de
baryum est donc endothermique. Sa dissolution entraîne donc un refroidissement de la solution.
7.11 L’équilibre de solubilité s’écrit :
AgCl(s) = Ag^ + ClLa constante de solubilité K pour ce sel s’écrit par définition :
^ 5 =
[Ag ].i,x[CI
_ [Ag ]..,x[CI
(C*’)'
(Im ol-L-')'
Dans 1 L de solution saturée de AgCl(s) dans l’eau pure, on a .v mol • L"‘ d’ions Ag'^et .ç mol • L‘ ‘
d’ions CL ;
[A g + ]= . V et [CL].^ = .ç d’où = [A g+]x [CL].^ = .ç x .ç =
Ainsi, 5 =
d’où : = V Ï Ô ^ = l,26 xl0 “^
La solubilité de la solution saturée de AgCl vaut donc 1,26 x 10'^ mol • L"‘.
Pour obtenir la solubilité en g • L"', on multiplie la valeur précédente par la masse molaire de
AgCl : 5 (g ■ L-') = A ' (mol • L"') x M^^p,soit a ' (g • L"')= 1,26 x lO'^ x 143,35 = 1,0 x lO ^ g • L“'.
Nous avons l’équilibre de solubilité : AgCl(s) ^ Ag^ + CL.
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f P ^
_ r
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-
pO
~-^catliodc
^anode
Ag'/Ag
0^059,
.
0,059,
2.-,
+ ^ — log[Ag"],
- ^ — log[Cu'"]i
f.e.m. = £'” - £ " , . r
Ag /Ag
Cu /t u
f.e.m .= £" , „
Ag /Ag
tu /tu
0,059,
, , 0,059,
2.T
+ ^y-log[A g^]i - - 1— log[Cu^"];
, 0,059, , , .-,2 0,059,
2.
+ —— log[Ag I ------— log[Cu
D’où
P
,0
.,0
.0,059, [Ag^li^
f-"-^- = ^Ag-/Ag -^CU-/CU + —
f.e.m . = 0,80-0,34 +
log — = 0,42 V
2
0,2
La f.e.m. de la pile vaut donc 0,42 V.
La f.e.m. de la pile initiale est supérieure à 0,3 V. La réaction mise en jeu entre les ions Ag'^et
le cuivre est donc quasi totale. Lorsque la pile débite, on observe une dissolution de la cathode
en cuivre et un dépôt d’argent sur l’anode en argent. La pile débite jusqu’à ce que la cathode en
cuivre soit totalement consommée.
Ba^^+ 2 NO37.10 L’équilibre de solubilité s’écrit :
BalNO,),,.,
D’après l ’équilibre de solubilité dans 1 L de solution saturée de nitrate baryum dans l’eau pure,
on a .v mol • L“' d’ions Ba^"^ et 2s mol • L~' d’ions NO3“.
Le produit de solubilité vaut par définition :
f
(lmoLL“'y
T J
O
c
D
û
«JD
t H
O
CM
©
x z
ai
‘v_
>Q.
O
U
Donc = 4 x (0,34)^ =0,157 soit p^^ = 0,8.
d(ln/é) A
La solubilité augmente avec la température. D ’après la loi de Van’t Hoff : ———=
,
si la solubilité augmente avec la température, la constante de solubilité augmente aussi avec la
d(lnA')
température, soit ^^ > 0 , ce qui montre donc que A ^fr’ > 0. La solubilisation du nitrate de
baryum est donc endothermique. Sa dissolution entraîne donc un refroidissement de la solution.
7.11 L’équilibre de solubilité s’écrit :
AgCl(s) = Ag^ + ClLa constante de solubilité K pour ce sel s’écrit par définition :
^ 5 =
[Ag ].i,x[CI
_ [Ag ]..,x[CI
(C*’)'
(Im ol-L-')'
Dans 1 L de solution saturée de AgCl(s) dans l’eau pure, on a .v mol • L"‘ d’ions Ag'^et .ç mol • L‘ ‘
d’ions CL ;
[A g + ]= . V et [CL].^ = .ç d’où = [A g+]x [CL].^ = .ç x .ç =
Ainsi, 5 =
d’où : = V Ï Ô ^ = l,26 xl0 “^
La solubilité de la solution saturée de AgCl vaut donc 1,26 x 10'^ mol • L"‘.
Pour obtenir la solubilité en g • L"', on multiplie la valeur précédente par la masse molaire de
AgCl : 5 (g ■ L-') = A ' (mol • L"') x M^^p,soit a ' (g • L"')= 1,26 x lO'^ x 143,35 = 1,0 x lO ^ g • L“'.
Nous avons l’équilibre de solubilité : AgCl(s) ^ Ag^ + CL.
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