Chapitre 9 • Oxydoréduction
242
f)
2 Cu
2+ (aq) + 2 OH
– (aq) + 2 e
– = Cu 2 O (s) + H 2 O (l)
(aq) + 3 OH
– (aq) =
(aq) + 2 H 2 O (l) + 2 e
–
2 Cu 2+ (aq) +
(aq) + 5 OH – (aq) →
(aq) + Cu 2 O (s) + 3 H 2 O (l)
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 9.9
z En chimie des solutions, il est courant d’observer des réactions acido-basiques, redox, de
précipitation et de complexation, se produisant de façon concomitante.
z Ce que sont les deux processus opposés : dismutation et rétrodismutation.
z L’écriture d’une réaction d’oxydoréduction avec des espèces organiques.
9.10* Potentiels et prévision de réactions redox
a) Le calcul des concentrations des ions après le mélange volume à volume de la solution de
Fe 2 (SO 4 ) 3 et de la solution de FeCl 2 se fait selon le modèle développé dans l’exercice 5.4.
On obtient :
[Fe
3+
] = 1 mol.L
–1
[Fe
2+ ] = 5.10
–2 mol.L
–1
La lame de platine immergée dans la solution sert d’électrode indicatrice du couple Fe 3+ /Fe 2+ . Son
potentiel est donné par la formule de Nernst (relation 9.6.c). La demi-équation caractéristique du
couple est :
Fe 3+ (aq) + e – = Fe 2+ (aq)
(n = 1)
,
soit : E = 0,76 V
b) Pour prévoir une possible instabilité de la solution, c’est-à-dire une réaction
thermodynamiquement favorable, il faut commencer par classer les couples en présence par
potentiels croissants.
À pH = 1 :
E
0
(O 2 /H 2 O) ≈ 1,17 V
E
0
(H
+ /H 2 ) ≈ –0,06 V
L’échelle ci-contre montre que la seule réaction qui peut se produire en
solution est l’oxydation des ions Fe 2+ par O 2 si la solution n’est pas désaérée,
selon :
½ O 2 (g) + 2 H + (aq) + 2 e – = H 2 O (l)
Fe
2+ (aq) = Fe
3+
(aq) + e
–
(× 2)
½ O 2 (g) + 2 Fe 2+ (aq) + 2 H + (aq) → 2 Fe 3+ (aq) + H 2 O (l)
En revanche, aucune oxydation par les ions H + n’est à craindre.
R C
H
O
R C
O
O
R C
H
O
R C
O
O
E = E
Fe 3+ / Fe 2+
0
+
0,059
n
log 10
[Ox]
[Red]
= 0,68 +
0,059
1
log 10
1
5.10
−2
E
O 2 /H 2 O
Fe 3+ /Fe 2+
H + /H 2
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f)
2 Cu
2+ (aq) + 2 OH
– (aq) + 2 e
– = Cu 2 O (s) + H 2 O (l)
(aq) + 3 OH
– (aq) =
(aq) + 2 H 2 O (l) + 2 e
–
2 Cu 2+ (aq) +
(aq) + 5 OH – (aq) →
(aq) + Cu 2 O (s) + 3 H 2 O (l)
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 9.9
z En chimie des solutions, il est courant d’observer des réactions acido-basiques, redox, de
précipitation et de complexation, se produisant de façon concomitante.
z Ce que sont les deux processus opposés : dismutation et rétrodismutation.
z L’écriture d’une réaction d’oxydoréduction avec des espèces organiques.
9.10* Potentiels et prévision de réactions redox
a) Le calcul des concentrations des ions après le mélange volume à volume de la solution de
Fe 2 (SO 4 ) 3 et de la solution de FeCl 2 se fait selon le modèle développé dans l’exercice 5.4.
On obtient :
[Fe
3+
] = 1 mol.L
–1
[Fe
2+ ] = 5.10
–2 mol.L
–1
La lame de platine immergée dans la solution sert d’électrode indicatrice du couple Fe 3+ /Fe 2+ . Son
potentiel est donné par la formule de Nernst (relation 9.6.c). La demi-équation caractéristique du
couple est :
Fe 3+ (aq) + e – = Fe 2+ (aq)
(n = 1)
,
soit : E = 0,76 V
b) Pour prévoir une possible instabilité de la solution, c’est-à-dire une réaction
thermodynamiquement favorable, il faut commencer par classer les couples en présence par
potentiels croissants.
À pH = 1 :
E
0
(O 2 /H 2 O) ≈ 1,17 V
E
0
(H
+ /H 2 ) ≈ –0,06 V
L’échelle ci-contre montre que la seule réaction qui peut se produire en
solution est l’oxydation des ions Fe 2+ par O 2 si la solution n’est pas désaérée,
selon :
½ O 2 (g) + 2 H + (aq) + 2 e – = H 2 O (l)
Fe
2+ (aq) = Fe
3+
(aq) + e
–
(× 2)
½ O 2 (g) + 2 Fe 2+ (aq) + 2 H + (aq) → 2 Fe 3+ (aq) + H 2 O (l)
En revanche, aucune oxydation par les ions H + n’est à craindre.
R C
H
O
R C
O
O
R C
H
O
R C
O
O
E = E
Fe 3+ / Fe 2+
0
+
0,059
n
log 10
[Ox]
[Red]
= 0,68 +
0,059
1
log 10
1
5.10
−2
E
O 2 /H 2 O
Fe 3+ /Fe 2+
H + /H 2