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Bonsoir à tous,

Je suis en grosse galère avec un exercice que je dois présenter à mon examen de chimie!

Voici l'énoncé :

A 25 °C. la pile Pb/PbCl2/ NaCl (0,1 M) // CuS04(0,1 M) /Cu a une force electromotrice de 0,524 Sachant que la cathode de la pile est l'electrode de cuivre et que la constante d'équilibre de la réaction : Pb2+ + Cu --> Cu2+ + Pb
est égale à 1,32.10^-16 à 25 °C, calculer le produit de solubilité du chlorure de plomb a 25°C.
Données :

On admettra que les sels en solution sont totalement dissociés
RT In = 0.0592 log à 25 °C

J'arrive à calculer le produit de solubilité du chlorure de plomb, mais à aucun moment je fais intervenir la constante d'équilibre dans le calcul, comment c'est possible?

D'avance un grand merci,

Flemming

Bonsoir,
On va te mettre sur la voie.
La constante d'équilibre doit être introduite dans l'expression qui la lie à la variation d'enthalpie libre : Delta G° = - RT ln K. Tous calculs faits on trouve Delta G° = - 90630 J/mole. Si tu divises ensuite ce Delta G par zF = 2·96500, tu trouves le potentiel redox standard d la pile où les concentrations sont 1 M. Cela donne E = 0.469 V et c'est la différence entre E°(Cu) - E°(Pb). Si tu connais E°(Cu) = 0.34 V, tu en tires E°(Pb) = - 0.469 + 0,34 = - 0.129 V
Or toi tu disposes de cette différence de potentiel pour des solutions non molaires. On peut écrire pour chaque électrode :
E(Cu) = E°(Cu) + 0.0592/2 log 0.1 = + 0.34 - 0.0296 = 0.31 V
E(Pb) = E°(Pb) + 0.059/2 log x = - 0,129 + 0.0296 log x
E(Cu) - E(Pb) = 0.524 = 0.31 + 0.129 - 0.0296 log x = 0.439 - 0.0296 log x
log x = - 0.085/0.0296 = - 2.87
x = 1.3 10^-3
[Pb2+] = 1.3 10^-3
[Cl-] = 2.6 10^-3
K = 8.8 10^-9
J'espère que je n'ai pas fait de fautes de calcul en route. Vérifie ce que j'ai fait.

Un énorme merci, votre réponse m'a aidé à y voir nettement plus clair!

J'obtiens les mêmes résultats que vous, aux arondis près, hormis pour DeltaG ou j'obtiens + 90545 J.mol-1.

Un grand merci pour votre temps et votre explication claire!

Bonne soirée,

Flemming