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CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 8
2. L’affinité chimique standard A ◦ est donnée par la relation :
A
◦
= nF
E
◦
Fe 3+ /Fe 2+ − E
◦
Sn 4+ /Sn 2+
avec n = 2 (nombre d’électrons transféré à l’occasion de la réaction) et F constante de FARADAY (prise égale à 96 500 C·mol −1 ).
Application numérique : A ◦ = 123,5 kJ·mol −1 . Cette valeur positive indique que l’équilibre
est largement en faveur des produits de la réaction. La constante d’équilibre K ◦ obéit à la
relation −A ◦ = −RT ln K ◦ et donc :
ln K
◦
=
A ◦
RT
.
Application numérique : à 298 K, ln K ◦ = 49, 9 et donc K ◦ = 4, 6.10 21 .
3. L’entropie standard de réaction Δ r S ◦ est calculée en utilisant la relation :
Δ r G ◦ = Δ r H ◦ − T Δ r S ◦ et par conséquent :
Δ r S
◦
=
Δ r H ◦ − Δ r G ◦
T
=
Δ r H ◦ + A ◦
T
.
L’enthalpie standard de réaction Δ r H ◦ est calculée par utilisation de la loi de HESS :
Δ r H
◦
= 2Δ f H
◦
Fe
2+
+ Δ f H
◦
Sn
4+
− 2Δ f H
◦
Fe
3+
− Δ f H
◦
Sn
2+
.
Application numérique à 298 K :
Δ r H ◦ = −41,9 kJ·mol −1 et Δ r S ◦ = 274 J·K −1 ·mol −1 .
4. Réalisons un tableau d’avancement volumique en supposant la réaction totale (ce qui est
légitime compte tenu de la valeur numérique de la constante d’équilibre).
2 Fe
3+
+ Sn
2+
=
2 Fe
2+
+ Sn
4+
EI 0,2 mol·L −1
0,2 mol·L −1
0,1 mol·L −1
0,1 mol·L −1
EF ε
0,1 mol·L −1
0,3 mol·L −1
0,2 mol·L −1
La valeur de ε, très proche de zéro, peut être obtenue numériquement par utilisation de la
constante d’équilibre :
K
◦
= 4, 6.10
21
=
0, 3 2 · 0, 2
ε 2 · 0, 1
et donc ε ≈ 6,3.10 −12 mol·L −1 .
8.2 Calculs de potentiels standard d’oxydoréduction
1. Écrivons chacune des demi-équations d’oxydoréduction en définissant l’enthalpie libre
standard Δ r G ◦∗ correspondante.
(1)
VO
+
2
+ 2 H
+
+ e
−
=
VO
2+
+ H 2 O.