Chap. 8. Oxydoréduction
2. Soit le demi pile formée par une électrode inerte de platine trempant dans
une solution contenant un mélange de l’oxydant et du réducteur du couple
Cr20f-/Cr3+.
Les ions Cr2O? " ont pour concentration 0,1 mol • L~1. Les ions Cr3 + ont une
concentration égale à 0,5 mol • L‘ '. Le pH de cette solution vaut 1. Calculer le
potentiel de cette demi pile.
3. Faire le schéma de la pile formée par l’association des deux demi piles précédentes, et calculer sa f.e.m.
4. Déterminer à quel pH il ne se passe rien, quand on associe les deux demi piles.
Données :
£°(Cu2+/Cu) = 0,34 V; E°(Cr2O7 2"/Cr3 +) = 1,33 V; (RT/F)\n = 0,06 log
Q L On étudie le couple redox Cr2O^“/Cr3 + en milieu aqueux et acide. Exprimer
son potentiel redox, en fonction du pH, du potentiel standard et des concentrations des espèces.
2. En considérant que les concentrations de l’oxydant et du réducteur sont
égales, donner l’équation de la relation : E (Cr2O^ ~/Cr3+) =/(pH).
3. Tracer le graphe de la relation E (Cr2O^_/Cr3+) =/(pH), appelé diagramme
potentiel-pH. Commenter et analyser la courbe obtenue, en terme de prédominance de la forme oxydée Cr2O^_, par rapport à la forme réduite Cr3 +.
O (d'après annales Saint-Antoine)
On étudie une pile au lithium, dont l’électrode positive est en graphite et l’électrode négative en lithium. L’électrolyte organique contient du SO2 et aucune
trace d’eau.
1. Ecrire la réaction se produisant quand la pile débite.
2. Exprimer et calculer la f.é.m. de la pile si les concentrations des espèces
valent 1 mol • L~
3. Écrire la demi équation redox du couple H2O/H2 en milieu basique, et en
déduire l'équilibre observé, quand du lithium métallique est en contact avec
l’eau.
4.
a. Donner l'expression de la variation d’enthalpie libre standard AG'°, à pH = 14,
de l'équilibre précédent, en fonction des potentiels.
b. Écrire la relation entre AG'° et la constante K' du même équilibre. Calculer K' et
conclure.
Données :
£°(Li+/Li) = -3,l V;E°(SO2/S2O42-) = - 1,1 V
1 F = 96 500 C ; (Æ77F)ln = 0,06 log
Potentiel standard apparent (à pH = 14) : E'°(H2O/H2) = - 0,84 V
2. Soit le demi pile formée par une électrode inerte de platine trempant dans
une solution contenant un mélange de l’oxydant et du réducteur du couple
Cr20f-/Cr3+.
Les ions Cr2O? " ont pour concentration 0,1 mol • L~1. Les ions Cr3 + ont une
concentration égale à 0,5 mol • L‘ '. Le pH de cette solution vaut 1. Calculer le
potentiel de cette demi pile.
3. Faire le schéma de la pile formée par l’association des deux demi piles précédentes, et calculer sa f.e.m.
4. Déterminer à quel pH il ne se passe rien, quand on associe les deux demi piles.
Données :
£°(Cu2+/Cu) = 0,34 V; E°(Cr2O7 2"/Cr3 +) = 1,33 V; (RT/F)\n = 0,06 log
Q L On étudie le couple redox Cr2O^“/Cr3 + en milieu aqueux et acide. Exprimer
son potentiel redox, en fonction du pH, du potentiel standard et des concentrations des espèces.
2. En considérant que les concentrations de l’oxydant et du réducteur sont
égales, donner l’équation de la relation : E (Cr2O^ ~/Cr3+) =/(pH).
3. Tracer le graphe de la relation E (Cr2O^_/Cr3+) =/(pH), appelé diagramme
potentiel-pH. Commenter et analyser la courbe obtenue, en terme de prédominance de la forme oxydée Cr2O^_, par rapport à la forme réduite Cr3 +.
O (d'après annales Saint-Antoine)
On étudie une pile au lithium, dont l’électrode positive est en graphite et l’électrode négative en lithium. L’électrolyte organique contient du SO2 et aucune
trace d’eau.
1. Ecrire la réaction se produisant quand la pile débite.
2. Exprimer et calculer la f.é.m. de la pile si les concentrations des espèces
valent 1 mol • L~
3. Écrire la demi équation redox du couple H2O/H2 en milieu basique, et en
déduire l'équilibre observé, quand du lithium métallique est en contact avec
l’eau.
4.
a. Donner l'expression de la variation d’enthalpie libre standard AG'°, à pH = 14,
de l'équilibre précédent, en fonction des potentiels.
b. Écrire la relation entre AG'° et la constante K' du même équilibre. Calculer K' et
conclure.
Données :
£°(Li+/Li) = -3,l V;E°(SO2/S2O42-) = - 1,1 V
1 F = 96 500 C ; (Æ77F)ln = 0,06 log
Potentiel standard apparent (à pH = 14) : E'°(H2O/H2) = - 0,84 V