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CHAP. 8 – OXYDORÉDUCTION – DIAGRAMMES POTENTIEL-PH
précipité Zn(OH) 2 (s) apparaît, la loi de GULDBERG et WAAGE s’applique :
10
−17
= 10
−2
K e
h
2
qui implique :
pH = 6, 5.
Ainsi, au-dessus de pH = 6, 5 le précipité Zn(OH) 2 (s) est présent. Au-dessous de ce
pH la forme très largement majoritaire du zinc de nombre d’oxydation égal à +II
reste l’ion Zn 2+ .
Redissolution de l’hydroxyde en milieu basique
Si l’augmentation de pH est poursuivie, le caractère amphotère de l’hydroxyde de
zinc (Zn(OH) 2 (s)) rend possible une redissolution par formation d’un complexe du
zinc ([Zn(OH) 4 ]
2− ) selon la réaction :
Zn(OH) 2 (s) + 2 HO
−
=
[Zn(OH) 4 ]
2−
dont la constante standard d’équilibre K ◦
T peut être calculée à partir du produit de
solubilité K s de l’hydroxyde de zinc et de β 4 , constante globale de formation du
complexe [Zn(OH) 4 ]
2− par l’expression à 298 K :
K
◦
T = K s .β 4 = 10
−1,5
.
Notons que l’écriture de cette réaction de redissolution obéit aux règles de la réaction
prépondérante généralisée dont le principe a été exposé à l’occasion du cours de
première année. Au moment où la dernière particule de solide disparaît (solubilisation
totale du précipité sous forme de complexe), nous pouvons écrire :
[Zn(OH) 4 ]
2−
= c tra = 10
−2 mol·L
−1
et en utilisant l’expression de la constante standard d’équilibre K ◦
T il vient :
10
−1,5
=
[Zn(OH) 4 ]
2−
K 2
e
h
2
=
10 −2
10 −28 h
2
qui permet un calcul de h et donc du pH (application numérique : pH = 13, 8). Ainsi,
au-dessus de pH = 13, 8 il n’y a plus de solide et la forme très largement majoritaire
du zinc de nombre d’oxydation +II est le complexe [Zn(OH) 4 ]
2−
.