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CHAP. 8 – OXYDORÉDUCTION – DIAGRAMMES POTENTIEL-PH
et permet l’expression du potentiel frontière (en V) à 25 °C sous la forme :
E = E
◦
Zn(OH) 2 /Zn +
(0, 06 V)
2
log h
2
= E
◦
Zn(OH) 2 /Zn − 0, 06pH
avec E ◦
Zn(OH) 2 /Zn potentiel standard dont la valeur peut être calculée en utilisant la
continuité du potentiel d’équilibre relatif au couple Zn(+II)/Zn(0) en pH = 6, 5.
L’application numérique conduit à la valeur : E ◦
Zn(OH) 2 /Zn = −0,43 V.
c) Étude du couple [Zn(OH) 4 ] 2− /Zn(s)
Dans la zone (étroite) correspondant à des pH supérieurs à 13,8, l’hydroxyde solide
n’est plus présent et la forme très largement majoritaire du zinc de nombre d’oxydation égal à +II est le complexe [Zn(OH) 4 ]
2−
. La demi-équation d’oxydoréduction
relative au couple oxydant-réducteur Zn(+II)/Zn(0) s’écrit désormais :
[Zn(OH) 4 ]
2−
+ 4 H
+
+ 2 e
−
=
Zn (s) + 4 H 2 O
et le potentiel frontière est donné à 25 °C par :
E = E
◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+
(0,06 V)
2
log(h
4
[Zn(OH) 4 ])
= E
◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+ 0, 03 log c tra − 0, 12pH.
E ◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+ 0, 03 log c tra est une nouvelle fois une constante dont la valeur est
calculée en utilisant la continuité du potentiel d’équilibre du couple Zn(+II)/Zn(0)
en pH = 13, 80.
L’application numérique conduit à la valeur E ◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+ 0, 03 log c tra = 0,40 V.
Le tracé du diagramme conduit au résultat présenté à la figure 8.7.
4.3 Utilisation du diagramme
Les diagrammes E−pH du zinc et celui de l’eau sont superposés. La lecture se fait
comme évoqué lors de l’exploitation du diagramme relatif au fer : 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 zinc Zn(s) et de l’eau sont disjoints : le zinc est
oxydé en solution aqueuse acide en ions Zn 2+ (un dégagement de dihydrogène est
par ailleurs constaté) selon une équation-bilan de la forme :
Zn (s) + 2 H
+
=
Zn
2+
+ H 2 (g).
CHAP. 8 – OXYDORÉDUCTION – DIAGRAMMES POTENTIEL-PH
et permet l’expression du potentiel frontière (en V) à 25 °C sous la forme :
E = E
◦
Zn(OH) 2 /Zn +
(0, 06 V)
2
log h
2
= E
◦
Zn(OH) 2 /Zn − 0, 06pH
avec E ◦
Zn(OH) 2 /Zn potentiel standard dont la valeur peut être calculée en utilisant la
continuité du potentiel d’équilibre relatif au couple Zn(+II)/Zn(0) en pH = 6, 5.
L’application numérique conduit à la valeur : E ◦
Zn(OH) 2 /Zn = −0,43 V.
c) Étude du couple [Zn(OH) 4 ] 2− /Zn(s)
Dans la zone (étroite) correspondant à des pH supérieurs à 13,8, l’hydroxyde solide
n’est plus présent et la forme très largement majoritaire du zinc de nombre d’oxydation égal à +II est le complexe [Zn(OH) 4 ]
2−
. La demi-équation d’oxydoréduction
relative au couple oxydant-réducteur Zn(+II)/Zn(0) s’écrit désormais :
[Zn(OH) 4 ]
2−
+ 4 H
+
+ 2 e
−
=
Zn (s) + 4 H 2 O
et le potentiel frontière est donné à 25 °C par :
E = E
◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+
(0,06 V)
2
log(h
4
[Zn(OH) 4 ])
= E
◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+ 0, 03 log c tra − 0, 12pH.
E ◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+ 0, 03 log c tra est une nouvelle fois une constante dont la valeur est
calculée en utilisant la continuité du potentiel d’équilibre du couple Zn(+II)/Zn(0)
en pH = 13, 80.
L’application numérique conduit à la valeur E ◦
[Zn(OH) 4 ]
2− /Zn
+ 0, 03 log c tra = 0,40 V.
Le tracé du diagramme conduit au résultat présenté à la figure 8.7.
4.3 Utilisation du diagramme
Les diagrammes E−pH du zinc et celui de l’eau sont superposés. La lecture se fait
comme évoqué lors de l’exploitation du diagramme relatif au fer : 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 zinc Zn(s) et de l’eau sont disjoints : le zinc est
oxydé en solution aqueuse acide en ions Zn 2+ (un dégagement de dihydrogène est
par ailleurs constaté) selon une équation-bilan de la forme :
Zn (s) + 2 H
+
=
Zn
2+
+ H 2 (g).