Corrections 823
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pH
−2.0
−1.5
−1.0
−0.5
0.0
0.5
1.0
1.5
2.0
E (V)
H 2
H 2 O
O 2
SO
2−
4
SO
2−
3
Cr
Cr
2+
Cr
3+
Cr(OH) 2
Cr(OH) 3
HCrO
−
4
CrO
2−
4
H
2 CrO
4
Chrome
3. À pH = 7, le potentiel du couple O 2 /H 2 O est au dessus de celui du couple Cr(+VI)/Cr(+III), donc O 2
oxyde le chrome au degré +III. Il se trouve donc principalement au degré +VI, sous forme de chromate
CrO
2–
4 , avec un peu de sa forme acide HCrO
–
4 .
4. L’ion sulfite SO
2–
3
est un réducteur très fort pour le chrome au degré +VI, car son potentiel est bien
en dessous de celui du couple Cr(+VI)/Cr(+III). Pour obtenir la réaction, on écrit tout d’abord la
demi-équation pour le chrome (en milieu acide) :
CrO
2–
4 + 3 e
– + 8 H
+ = Cr
3+ + 4 H 2 O
La réaction avec l’ion sulfite est donc :
3 SO
2–
3 + 2 CrO
2–
4 + 10 H
+
3 SO
2–
4 + 2 Cr
3+ + 5 H 2 O
La réaction nécessite des ions H
+ ; il faut donc la réaliser en milieu acide.
5. À pH = 7, le chrome au degré +III est sous forme d’hydroxyde de chrome Cr(OH) 3 . Il s’agit d’un
solide, qui est éliminé par filtrage.
Exercice 31.2
1. On détermine tout d’abord les nombres d’oxydation de chaque élément manganèse dans les sept espèces, en attribuant le degré −II à l’oxygène et +I à l’hydrogène. On obtient Mn(0), Mn
2+ (+II),
Mn(OH) 2 (+II), Mn 3 O 4 (+II,+III,+III), Mn 2 O 3 (+III,+III), MnO 2 (+IV), MnO
–
4 (+VII).
Les espèces sont placées sur le diagramme par nombre d’oxydation croissant et par potentiel croissant.
Pour le degré +II, la réaction Mn
2+ + 2 OH
– = Mn(OH) 2 montre que l’hydroxyde précipite à haut
pH. On a finalement les domaines A : Mn
2+ , B : Mn
2+ , C : Mn(OH) 2 , D : Mn 3 O 4 , E : Mn 2 O 3 ,
F : MnO 2 , G : MnO
–
4 .
2. La réaction de dissolution de l’hydroxyde de manganèse est Mn(OH) 2 = Mn
2+ + 2 OH
– . On voit sur
le diagramme que le précipité de Mn(OH) 2 apparaît pour pH app = 8,6. Lorsque le précipité apparaît
[Mn
2+ ] = c = 0,010 mol · L
−1 et il y a équilibre donc [OH
– ]
2 [Mn
2+ ] = Ks. La condition d’équilibre
de la réaction H
+ + OH
– = H 2 O s’écrit [OH
– ][H
+ ] = Ke. On obtient ainsi Ks =
K
2
e [Mn
2+ ]
[H
+ ] 2
et donc
pKs = 2pKe − log(c) − 2pH app = 12,8.
3. Il faut tout d’abord écrire la demi-équation redox pour le couple MnO
–
4 (+VII)/MnO 2 (+IV), avec
7 − 4 = 3 électrons échangés : MnO
–
4 + 3 e
– + 4 H
+ = MnO 2 + 2 H 2 O. La formule de Nernst pour
ce couple s’écrit :
E = E
◦ +
0,059
3
log
[MnO
–
4 ][H
+ ]
4
= E
◦ +
0,059
3
log(c) −
4 × 0,059
3
pH
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
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H 2 O
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2+
Cr
3+
Cr(OH) 2
Cr(OH) 3
HCrO
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CrO
2−
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H
2 CrO
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Chrome
3. À pH = 7, le potentiel du couple O 2 /H 2 O est au dessus de celui du couple Cr(+VI)/Cr(+III), donc O 2
oxyde le chrome au degré +III. Il se trouve donc principalement au degré +VI, sous forme de chromate
CrO
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4 , avec un peu de sa forme acide HCrO
–
4 .
4. L’ion sulfite SO
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est un réducteur très fort pour le chrome au degré +VI, car son potentiel est bien
en dessous de celui du couple Cr(+VI)/Cr(+III). Pour obtenir la réaction, on écrit tout d’abord la
demi-équation pour le chrome (en milieu acide) :
CrO
2–
4 + 3 e
– + 8 H
+ = Cr
3+ + 4 H 2 O
La réaction avec l’ion sulfite est donc :
3 SO
2–
3 + 2 CrO
2–
4 + 10 H
+
3 SO
2–
4 + 2 Cr
3+ + 5 H 2 O
La réaction nécessite des ions H
+ ; il faut donc la réaliser en milieu acide.
5. À pH = 7, le chrome au degré +III est sous forme d’hydroxyde de chrome Cr(OH) 3 . Il s’agit d’un
solide, qui est éliminé par filtrage.
Exercice 31.2
1. On détermine tout d’abord les nombres d’oxydation de chaque élément manganèse dans les sept espèces, en attribuant le degré −II à l’oxygène et +I à l’hydrogène. On obtient Mn(0), Mn
2+ (+II),
Mn(OH) 2 (+II), Mn 3 O 4 (+II,+III,+III), Mn 2 O 3 (+III,+III), MnO 2 (+IV), MnO
–
4 (+VII).
Les espèces sont placées sur le diagramme par nombre d’oxydation croissant et par potentiel croissant.
Pour le degré +II, la réaction Mn
2+ + 2 OH
– = Mn(OH) 2 montre que l’hydroxyde précipite à haut
pH. On a finalement les domaines A : Mn
2+ , B : Mn
2+ , C : Mn(OH) 2 , D : Mn 3 O 4 , E : Mn 2 O 3 ,
F : MnO 2 , G : MnO
–
4 .
2. La réaction de dissolution de l’hydroxyde de manganèse est Mn(OH) 2 = Mn
2+ + 2 OH
– . On voit sur
le diagramme que le précipité de Mn(OH) 2 apparaît pour pH app = 8,6. Lorsque le précipité apparaît
[Mn
2+ ] = c = 0,010 mol · L
−1 et il y a équilibre donc [OH
– ]
2 [Mn
2+ ] = Ks. La condition d’équilibre
de la réaction H
+ + OH
– = H 2 O s’écrit [OH
– ][H
+ ] = Ke. On obtient ainsi Ks =
K
2
e [Mn
2+ ]
[H
+ ] 2
et donc
pKs = 2pKe − log(c) − 2pH app = 12,8.
3. Il faut tout d’abord écrire la demi-équation redox pour le couple MnO
–
4 (+VII)/MnO 2 (+IV), avec
7 − 4 = 3 électrons échangés : MnO
–
4 + 3 e
– + 4 H
+ = MnO 2 + 2 H 2 O. La formule de Nernst pour
ce couple s’écrit :
E = E
◦ +
0,059
3
log
[MnO
–
4 ][H
+ ]
4
= E
◦ +
0,059
3
log(c) −
4 × 0,059
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