DIAGRAMME E–PH DU ZINC
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3.3 Utilisation du diagramme
Les diagrammes E−pH du fer et celui de l’eau sont superposés. La lecture se fait de
la façon suivante : toute espèce ne disposant pas d’un domaine commun de stabilité
avec l’eau est amenée à réagir avec l’eau afin de former des espèces compatibles
(disposant d’un domaine commun de stabilité). Ainsi les domaines du fer Fe(s) et de
l’eau sont disjoints : le fer est oxydé en solution aqueuse en ions Fe 2+ (un dégagement
de dihydrogène est par ailleurs constaté). La lecture du diagramme pour un pH donné
conduit à prévoir une réaction entre l’oxydant du couple de potentiel situé le plus
haut et le réducteur du couple de potentiel situé le plus bas. Les espèces Fe 2+ , Fe 3+ ,
Fe(OH) 2 (s) et Fe(OH) 3 (s) disposent d’un domaine commun de stabilité avec l’eau :
aucune réaction ne les engage vis-à-vis de l’eau. Notons le résultat important suivant :
plus le pH augmente et plus le potentiel d’équilibre relatif au couple Fe(+II)/Fe(0)
diminue. Le caractère réducteur du fer est donc exalté lorsque le pH augmente.
4 Diagramme E–pH du zinc
Considérons le zinc sous les formes suivantes :
Zn(s), Zn 2+ , Zn(OH) 2 (s) et [Zn(OH) 4 ]
2− .
4.1 Conventions, diagramme de situation
La convention de tracé choisie pour le diagramme est c tra = 10 −2 mol·L −1 . Le pK s
du précipité Zn(OH) 2 (s) vaut 17, 0 à 25 °C et la constante globale de formation β 4
du complexe [Zn(OH) 4 ]
2− est donnée par β 4 = 10 15,5 à 25 °C. Le potentiel standard
est donné à la même température par E ◦
Zn 2+ /Zn
= −0,76 V. Pour les équilibres engageant deux espèces dissoutes nous accepterons pour convention de frontière l’égalité
des concentrations en espèces dissoutes. La première étape consiste à dresser le diagramme de situation figurant le positionnement relatif des domaines de stabilité des
différentes espèces. Rappelons que ce diagramme est gradué horizontalement en pH
et verticalement en potentiel. Par ailleurs, pour une valeur de pH fixée, plus le potentiel E augmente et plus le zinc doit posséder un nombre d’oxydation élevé.
a) pH de précipitation et de redissolution
Déterminons, pour le nombre d’oxydation égal à +II la gamme de pH dans laquelle
existe le précipité d’hydroxyde de zinc, compte tenu du caractère amphotère de cet
hydroxyde (il se comporte à la fois comme une espèce acide et comme une espèce
basique).
Précipitation de l’hydroxyde de zinc(II) à partir d’une solution d’ions Zn 2+
Considérons une solution contenant des ions Zn 2+ à la concentration de tracé ; le pH
est élevé par ajout d’une solution de soude (sans variation de volume). Lorsque le
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3.3 Utilisation du diagramme
Les diagrammes E−pH du fer et celui de l’eau sont superposés. La lecture se fait de
la façon suivante : toute espèce ne disposant pas d’un domaine commun de stabilité
avec l’eau est amenée à réagir avec l’eau afin de former des espèces compatibles
(disposant d’un domaine commun de stabilité). Ainsi les domaines du fer Fe(s) et de
l’eau sont disjoints : le fer est oxydé en solution aqueuse en ions Fe 2+ (un dégagement
de dihydrogène est par ailleurs constaté). La lecture du diagramme pour un pH donné
conduit à prévoir une réaction entre l’oxydant du couple de potentiel situé le plus
haut et le réducteur du couple de potentiel situé le plus bas. Les espèces Fe 2+ , Fe 3+ ,
Fe(OH) 2 (s) et Fe(OH) 3 (s) disposent d’un domaine commun de stabilité avec l’eau :
aucune réaction ne les engage vis-à-vis de l’eau. Notons le résultat important suivant :
plus le pH augmente et plus le potentiel d’équilibre relatif au couple Fe(+II)/Fe(0)
diminue. Le caractère réducteur du fer est donc exalté lorsque le pH augmente.
4 Diagramme E–pH du zinc
Considérons le zinc sous les formes suivantes :
Zn(s), Zn 2+ , Zn(OH) 2 (s) et [Zn(OH) 4 ]
2− .
4.1 Conventions, diagramme de situation
La convention de tracé choisie pour le diagramme est c tra = 10 −2 mol·L −1 . Le pK s
du précipité Zn(OH) 2 (s) vaut 17, 0 à 25 °C et la constante globale de formation β 4
du complexe [Zn(OH) 4 ]
2− est donnée par β 4 = 10 15,5 à 25 °C. Le potentiel standard
est donné à la même température par E ◦
Zn 2+ /Zn
= −0,76 V. Pour les équilibres engageant deux espèces dissoutes nous accepterons pour convention de frontière l’égalité
des concentrations en espèces dissoutes. La première étape consiste à dresser le diagramme de situation figurant le positionnement relatif des domaines de stabilité des
différentes espèces. Rappelons que ce diagramme est gradué horizontalement en pH
et verticalement en potentiel. Par ailleurs, pour une valeur de pH fixée, plus le potentiel E augmente et plus le zinc doit posséder un nombre d’oxydation élevé.
a) pH de précipitation et de redissolution
Déterminons, pour le nombre d’oxydation égal à +II la gamme de pH dans laquelle
existe le précipité d’hydroxyde de zinc, compte tenu du caractère amphotère de cet
hydroxyde (il se comporte à la fois comme une espèce acide et comme une espèce
basique).
Précipitation de l’hydroxyde de zinc(II) à partir d’une solution d’ions Zn 2+
Considérons une solution contenant des ions Zn 2+ à la concentration de tracé ; le pH
est élevé par ajout d’une solution de soude (sans variation de volume). Lorsque le