272
CHAP. 8 – OXYDORÉDUCTION – DIAGRAMMES POTENTIEL-PH
EXERCICES
8.1 Étude d’une réaction d’oxydoréduction en solution (#)
Données :
Potentiels standard d’oxydoréduction (à 25 °C) :
E ◦
Fe
3+ /Fe
2+
= 0,77 V ; E ◦
Sn
4+ /Sn
2+
= 0,13 V.
Enthalpies standard de formation d’ions en solution aqueuse :
Δ f H ◦
Fe
2+
= −89,1 kJ·mol −1 ; Δ f H ◦
Sn
2+
= −8,8 kJ·mol −1 ;
Δ f H ◦
Fe
3+
= −48,5 kJ·mol −1 ; Δ f H ◦
Sn
4+
= 30,5 kJ·mol −1 .
Constante des gaz parfaits : R = 8,31 J·K −1 ·mol −1
Constante de FARADAY : F = 96 500 C·mol −1 . Dans tout l’exercice, le milieu est
supposé suffisamment acide pour ne considérer en solutions que des cations solvatés
par l’eau.
1. Écrire la réaction d’oxydoréduction ayant lieu entre les ions Sn 2+ et les ions Fe 3+ .
2. Calculer numériquement l’affinité chimique standard A ◦ ainsi que la constante
standard K ◦ à 25 °C.
3. Calculer numériquement l’entropie standard de réaction Δ r S ◦ à 25 °C.
4. On mélange dans un bécher les espèces suivantes, les concentrations indiquées sont
celles avant réaction : Fe 3+ (0,2 mol·L −1 ), Fe 2+ (0,1 mol·L −1 ), Sn 4+ (0,1 mol·L −1 )
et Sn 2+ (0,2 mol·L −1 ).
Évaluer la concentration en chacun des ions lorsque l’équilibre chimique est atteint.
8.2 Calculs de potentiels standard d’oxydoréduction (##)
Données (fournies à 25 °C) :
Potentiels standard : E ◦
Fe
3+ /Fe
2+
= 0,77 V ; E ◦ (H
+ /H 2 ) = 0,00 V.
Constantes globales de formation : β [FeY ]
− = 10 25,5 ; β [FeY ]
2− = 10 14,2 .
Entropies molaires standard :
S ◦
m (Zn) = 41,6 J·K −1 ·mol −1 ; S ◦
m
Zn
2+
= −112,1 J·K −1 ·mol −1 ;
S ◦
m (H 2 ) = 130,6 J·K −1 ·mol −1 ; S ◦
m (H
+
) = 0,0 J·K −1 ·mol −1 .
Enthalpies standard de formation :
Δ f H ◦
Zn
2+
= −153,9 kJ·mol −1 ; Δ f H ◦ (H
+
) = 0,0 kJ·mol −1 .
RT
F
ln 10 = 0,06 V avec F constante de FARADAY (F = 96 500 C·mol −1 ).
1. En utilisant une méthode thermochimique, exprimer la relation littérale liant les
potentiels standard d’oxydoréduction :
E ◦
VO
+
2 /VO
2+
, E ◦
VO
2+ /V
3+
et E ◦
VO
+
2 /V
3+
.