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CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 8
Δ r G ◦∗
1 = Δ r G ◦∗
2 + Δ r G ◦
3 et donc :
E
◦
NO
−
3 /HNO 2
= E
◦
NO
−
3 /NO
−
2
−
RT
2F
ln K A .
Application numérique : E ◦
NO
−
3 /HNO 2
= 0,95 V.
De la même façon, nous associons à la réaction :
(1)
H
+
+ HNO 2 + e
−
=
NO + H 2 O
l’enthalpie libre standard de réaction Δ r G ◦∗
1 = −FE ◦
HNO 2 /NO .
Nous associons à la réaction :
(2)
2 H
+
+ NO
−
2
+ e
−
=
NO + H 2 O
l’enthalpie libre standard de réaction Δ r G ◦∗
2 = −FE ◦
NO
−
2 /NO
.
La réaction acido-basique s’écrit :
(3)
HNO 2 + H 2 O
=
NO
−
2
+ H 3 O
+
.
L’enthalpie libre standard vérifie Δ r G ◦
3 = −RT ln K A .
Une relation existe entre les équations-bilans : (1) = (2) + (3). La loi de HESS assure que
Δ r G ◦∗
1 = Δ r G ◦∗
2 + Δ r G ◦
3 et donc :
E
◦
HNO 2 /NO = E
◦
NO
−
2 /NO
+
RT
F
ln K A .
Application numérique : E ◦
HNO 2 /NO = 0,98 V.
5. L’affinité chimique standard est donnée par :
A
◦
= nF
E
◦
HNO 2 /NO − E
◦
NO
−
3 /HNO 2
.
8.4 Diagramme E-pH du zirconium
1. Considérons une solution acide contenant l’ion Zr 4+ dont le pH augmente par ajout d’une
solution contenant des ions HO − . Déterminons les limites d’existence du solide ZrO 2 .
À la limite (acide) d’apparition du solide :
K 1 = 10
55,12
=
h 4
Zr 4+
K 4
e
et donc h = 1,9.10 −2 mol·L −1 et pH = 1, 72. Lors de l’ajout d’un excès d’ions HO − , on
provoque la redissolution du solide formé selon l’équation de constante d’équilibre K 2 .
À la limite basique de disparition du solide :
K 2 = 10
−4,80
=
HZrO
−
3
h
K e
.
En prenant
HZrO
−
3
= 10 −6 mol·L −1 , il vient h = 1,6.10 −13 mol·L −1 et pH = 12, 80. Le
diagramme d’existence est présenté à la figure suivante.