806 Chapitre 31
Diagrammes potentiel-pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12 13 14
pH
−1.0
−0.5
0.0
0.5
1.0
1.5
2.0
E (V)
Fe
Fe
2+
Fe
3+
Fe(OH) 3
Fe(OH) 2
Fer
Figure 31.1. Diagramme E − pH théorique du fer.
Comment identifier les couples oxydant/réducteur ?
Il faut tout d’abord déterminer le nombre d’oxydation de l’élément fer dans chacune des espèces à
considérer.
n.o.
Espèces
+III
Fe
3+
Fe(OH) 3
+II
Fe
2+
Fe(OH) 2
0
Fe
Puis il faut déterminer les couples redox sachant que l’oxydant du couple a un n.o. plus élevé que
son réducteur conjugué.
D’après le tableau précédent, un potentiel peut être défini pour les couples fer(+III)/fer(+II) et
les couples fer(+II)/fer(0). Par contre, les espèces Fe
3+ et Fe(OH) 3 ne peuvent pas constituer un
couple oxydant/réducteur puisque l’élément fer y est au même degré d’oxydation. Il en va de même
pour les espèces Fe
2+ et Fe(OH) 2 .
À quelles conditions peut-on considérer le fer(II) sous la forme de Fe(OH) 2 et le
fer(III) sous la forme de Fe(OH) 3 ?
L’hydroxyde de fer(II) précipite selon la réaction : Fe
2+ + 2 OH
– = Fe(OH) 2 (s).
Plus le pH est élevé, plus la solution contient d’ions OH
– . Pour une solution d’ions Fe
2+ à la
concentration c tra , il existe donc une valeur de pH au dessus de laquelle un précipité d’hydroxyde
de fer est présent.
En présence du précipité Fe(OH) 2 la loi d’équilibre est : [Fe
2+ ][OH
– ]
2 = [Fe
2+ ]
K
2
e
[H 3 O
+ ] 2 = K s .
À l’apparition du premier grain de précipité on a encore [Fe
2+ ] = c tra . En notant [H 3 O
+
] app la
concentration en ions H 3 O
+ à l’apparition de ce premier grain on a alors :
[H 3 O
+
] app = K e
[Fe
2+ ]
1/2
K
1/2
s
= K e
c
1/2
tra
K
1/2
s
⇒ pH app = pK e −
1
2
pK s −
1
2
log c tra = 7,5
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Diagrammes potentiel-pH
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pH
−1.0
−0.5
0.0
0.5
1.0
1.5
2.0
E (V)
Fe
Fe
2+
Fe
3+
Fe(OH) 3
Fe(OH) 2
Fer
Figure 31.1. Diagramme E − pH théorique du fer.
Comment identifier les couples oxydant/réducteur ?
Il faut tout d’abord déterminer le nombre d’oxydation de l’élément fer dans chacune des espèces à
considérer.
n.o.
Espèces
+III
Fe
3+
Fe(OH) 3
+II
Fe
2+
Fe(OH) 2
0
Fe
Puis il faut déterminer les couples redox sachant que l’oxydant du couple a un n.o. plus élevé que
son réducteur conjugué.
D’après le tableau précédent, un potentiel peut être défini pour les couples fer(+III)/fer(+II) et
les couples fer(+II)/fer(0). Par contre, les espèces Fe
3+ et Fe(OH) 3 ne peuvent pas constituer un
couple oxydant/réducteur puisque l’élément fer y est au même degré d’oxydation. Il en va de même
pour les espèces Fe
2+ et Fe(OH) 2 .
À quelles conditions peut-on considérer le fer(II) sous la forme de Fe(OH) 2 et le
fer(III) sous la forme de Fe(OH) 3 ?
L’hydroxyde de fer(II) précipite selon la réaction : Fe
2+ + 2 OH
– = Fe(OH) 2 (s).
Plus le pH est élevé, plus la solution contient d’ions OH
– . Pour une solution d’ions Fe
2+ à la
concentration c tra , il existe donc une valeur de pH au dessus de laquelle un précipité d’hydroxyde
de fer est présent.
En présence du précipité Fe(OH) 2 la loi d’équilibre est : [Fe
2+ ][OH
– ]
2 = [Fe
2+ ]
K
2
e
[H 3 O
+ ] 2 = K s .
À l’apparition du premier grain de précipité on a encore [Fe
2+ ] = c tra . En notant [H 3 O
+
] app la
concentration en ions H 3 O
+ à l’apparition de ce premier grain on a alors :
[H 3 O
+
] app = K e
[Fe
2+ ]
1/2
K
1/2
s
= K e
c
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tra
K
1/2
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⇒ pH app = pK e −
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pK s −
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