E = E
0
+
0,059 × 14
6
log [H
+
(aq) ] +
0,059
6
log
[Cr 2 O
2−
7 ]
[Cr 3+ ] 2 .
Puisque pH = −log [H
+
(aq) ], alors E = E
0
− 0,14 × pH +
0,059
6
log
[Cr 2 O
2−
7 ]
[Cr 3+ ] 2 .
Le potentiel standard apparent E
0
app du couple est donc : E
0
− 0,14 × pH .
Remarque : l’électrode en platine (supposé inattaquable) assure uniquement la conduction électronique et n’intervient pas dans l’expression
de E.
O x y d o r é d u c t i o n e t t h e r m o c h i m i e
On envisage la réaction, en milieu acide, entre l’oxydant MnO
−
4 et les ions ferreux
Fe
2+ .
Données à 298 K :
couple 1 : MnO
−
4(aq) /Mn
2+
(aq)
E
0
1 = 1,51 V
couple 2 : Fe
3+
(aq) /Fe
2+
(aq)
E
0
2 = 0,77 V.
1. Écrivez les deux demi-équations électroniques puis l’équation-bilan de la réaction.
2. Exprimez 1/2 G pour les couples 1 et 2. En déduire l’expression de l’enthalpie
libre r G de la réaction observée.
3. Calculez la constante d’équilibre K
0 de la réaction à 298 K.
S o l u t i o n
1. La demi-équation électronique correspondant à la réduction des ions permanganate
MnO
−
4 s’écrit :
MnO
−
4(aq) + 8 H
+
(aq) + 5 e
−
= Mn
2+
(aq) + 4 H 2 O (l)
(1)
Celle correspondant à l’oxydation des ions Fe
2+ s’écrit :
Fe
2+
(aq) = Fe
3+
(aq) + e
−
(2)
L’équation-bilan de la réaction entre MnO
−
4 et Fe
2+ est obtenue en sommant (1) et
5 × (2) :
MnO
−
4(aq) + 5 Fe
2+
(aq) + 8 H
+
(aq) −→ Mn
2+
(aq) + 5 Fe
3+
(aq) + 4 H 2 O (l)
90
C h i m i e g é n é r a l e e n 3 0 f i c h e s