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CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 8
3. Envisageons la réaction d’oxydation du zinc par les ions H + :
Zn (s) + 2 H
+
=
Zn
2+
+ H 2 (g).
L’affinité chimique standard de cette réaction s’écrit :
A
◦
= 2F
E
◦
H + /H 2
− E
◦
Zn 2+ /Zn
= −2FE
◦
Zn 2+ /Zn
.
Par ailleurs A ◦ = −Δ r G ◦ = T Δ r S ◦ − Δ r H ◦ . Ainsi :
E
◦
Zn 2+ /Zn
=
1
2F
(Δ r H
◦
− T Δ r S
◦
) .
L’enthalpie standard de réaction est calculée par :
Δ r H
◦
= Δ f H
◦
Zn
2+
+ Δ f H
◦
(H 2 ) − 2Δ f H
◦
H
+
− Δ f H
◦
(Zn)
et l’entropie standard de réaction est donnée par :
Δ r S
◦
= S
◦
m
Zn
2+
+ S
◦
m (H 2 ) − 2S
◦
m
H
+
− S
◦
m (Zn) .
Application numérique : Δ r H ◦ = −153,9 kJ·mol −1 , Δ r S ◦ = −23,1 J·K −1 ·mol −1 et E ◦
Zn 2+ /Zn
=
−0,76 V.
8.3 Diagramme potentiel-pH du chrome
1. Plus le potentiel augmente, plus les espèces oxydées sont rencontrées. Plus le pH augmente, plus les espèces basiques sont éventuellement rencontrées. L’état d’oxydation est caractérisé par le nombre d’oxydation (du chrome) indiqué ci-après entre parenthèses : Cr(0),
Cr 2+ (+II), Cr 3+ (+III), Cr 2 O 3 (+III), CrO
2−
4 (+VI) et Cr 2 O
2−
7 (+VI).
Le diagramme potentiel-pH du chrome est représenté ci-dessous :
2. Les espèces stables sont celles dont le domaine de stabilité possède une zone commune
avec celui de l’eau. Le domaine de stabilité de l’eau est délimité dans les conditions de l’exercice par les droites d’équation E = 1, 23 − 0, 06pH et E = 0, 00 − 0, 06pH (voir figure cidessus). Ainsi, Cr 3+ , Cr 2 O 3 , CrO
2−
4 et Cr 2 O
2−
7 se révèlent stables tandis que Cr et Cr 2+ sont
instables.
3. Couple CrO
2−
4 /Cr 2 O 3 : la demi-équation d’oxydoréduction s’écrit :
Cr 2 O 3 + 5 H 2 O
=
2 CrO
2−
4
+ 10 H
+
+ 6 e
−
Le potentiel d’oxydoréduction prend à 25 °C la forme :
E = E
◦
CrO
2−
4 /Cr 2 O 3
+
0, 06
6
log
CrO
2−
4
2 h
10
= E
◦
CrO
2−
4 /Cr 2 O 3
+
0, 06
6
log
CrO
2−
4
2 − 0, 1pH.
Le coefficient directeur vaut −0,1 V.
CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 8
3. Envisageons la réaction d’oxydation du zinc par les ions H + :
Zn (s) + 2 H
+
=
Zn
2+
+ H 2 (g).
L’affinité chimique standard de cette réaction s’écrit :
A
◦
= 2F
E
◦
H + /H 2
− E
◦
Zn 2+ /Zn
= −2FE
◦
Zn 2+ /Zn
.
Par ailleurs A ◦ = −Δ r G ◦ = T Δ r S ◦ − Δ r H ◦ . Ainsi :
E
◦
Zn 2+ /Zn
=
1
2F
(Δ r H
◦
− T Δ r S
◦
) .
L’enthalpie standard de réaction est calculée par :
Δ r H
◦
= Δ f H
◦
Zn
2+
+ Δ f H
◦
(H 2 ) − 2Δ f H
◦
H
+
− Δ f H
◦
(Zn)
et l’entropie standard de réaction est donnée par :
Δ r S
◦
= S
◦
m
Zn
2+
+ S
◦
m (H 2 ) − 2S
◦
m
H
+
− S
◦
m (Zn) .
Application numérique : Δ r H ◦ = −153,9 kJ·mol −1 , Δ r S ◦ = −23,1 J·K −1 ·mol −1 et E ◦
Zn 2+ /Zn
=
−0,76 V.
8.3 Diagramme potentiel-pH du chrome
1. Plus le potentiel augmente, plus les espèces oxydées sont rencontrées. Plus le pH augmente, plus les espèces basiques sont éventuellement rencontrées. L’état d’oxydation est caractérisé par le nombre d’oxydation (du chrome) indiqué ci-après entre parenthèses : Cr(0),
Cr 2+ (+II), Cr 3+ (+III), Cr 2 O 3 (+III), CrO
2−
4 (+VI) et Cr 2 O
2−
7 (+VI).
Le diagramme potentiel-pH du chrome est représenté ci-dessous :
2. Les espèces stables sont celles dont le domaine de stabilité possède une zone commune
avec celui de l’eau. Le domaine de stabilité de l’eau est délimité dans les conditions de l’exercice par les droites d’équation E = 1, 23 − 0, 06pH et E = 0, 00 − 0, 06pH (voir figure cidessus). Ainsi, Cr 3+ , Cr 2 O 3 , CrO
2−
4 et Cr 2 O
2−
7 se révèlent stables tandis que Cr et Cr 2+ sont
instables.
3. Couple CrO
2−
4 /Cr 2 O 3 : la demi-équation d’oxydoréduction s’écrit :
Cr 2 O 3 + 5 H 2 O
=
2 CrO
2−
4
+ 10 H
+
+ 6 e
−
Le potentiel d’oxydoréduction prend à 25 °C la forme :
E = E
◦
CrO
2−
4 /Cr 2 O 3
+
0, 06
6
log
CrO
2−
4
2 h
10
= E
◦
CrO
2−
4 /Cr 2 O 3
+
0, 06
6
log
CrO
2−
4
2 − 0, 1pH.
Le coefficient directeur vaut −0,1 V.