Réduction :
ClO 2 + e
−
= ClO
−
2
(1)
Oxydation :
ClO 2 + H 2 O = ClO
−
3 + 2H
+
(aq) + e
− (2)
L’équation-bilan de la réaction est obtenue
en sommant (1) et (2) :
n.o. (Cl) = V − IV = +I : oxydation
n.o. (Cl) = III − IV = −I : réduction
C a l c u l d ’ u n p o t e n t i e l s t a n d a r d
En solution aqueuse, à 25 °C, les ions Fe
2+ et Fe
3+ participent aux couples :
Fe
3+
/Fe
2+
(E
0
Fe 3+ /Fe 2+ = 0,77 V) et Fe
2+
/Fe (E
0
Fe 2+ /Fe
= −0,44 V).
Calculez le potentiel standard E
0
Fe 3+ /Fe , à 25 °C, du couple Fe
3+
/Fe .
S o l u t i o n
Les deux demi-équations électroniques et les enthalpies libres standard associées
sont :
• Fe
3+
+ e
−
= Fe
2+ (1)
1/2 G
0
1 = −F × E
0
Fe 3+ /Fe 2+ .
• Fe
2+
+ 2e
−
= Fe (2)
1/2 G
0
2 = −2F × E
0
Fe 2+ /Fe .
De même, pour le couple Fe
3+
/Fe :
• Fe
3+
+ 3e
−
= Fe (3)
) 1/2 G
0
3 = −3F × E
0
Fe 3+ /Fe .
Il apparaît que cette demi-équation électronique s’obtient en sommant (1) et (2) ; par
conséquent, 1/2 G
0
3 = 1/2 G
0
1 + 1/2 G
0
2 soit :
−3F × E
0
Fe 3+ /Fe
= −F × E
0
Fe 3+ /Fe 2+ − 2F × E
0
Fe 2+ /Fe
Donc :
E
0
Fe 3+ /Fe
=
E
0
Fe 3+ /Fe 2+ + 2E
0
Fe 2+ /Fe
3
=
0,77 +
2 × (−0,44)
3
= −0,037 V .
83
F I C H E 1 5 – I n t r o d u c t i o n à l ’ o x y d o - r é d u c t i o n
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
1
5
Ox / Red
ClO 2 /ClO 2
−
ClO 3
− /ClO 2
Ox le
plus fort
Red le
plus fort
2 ClO 2 + H 2 O = ClO 2
− + ClO 3
− + 2 H
+
( aq)
On remarque que la réaction
est telle que :
((n.o. (Cl) ) = 0 .