17.8 Prévision du sens d’évolution spontanée des réactions d’oxydoréduction
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
t
2Fe 3+ ϩ Zn → 2Fe 2+ ϩ Zn 2+
---------------------------------------------tϭ0
cV 2
cV 2 cV 1
t éq.
cV 2 - ξ eq
cV 2 ϩ ξ eq cV 1 ϩ ξ eq /2
Pour calculer ξ, il faut exprimer, à partir de ces quantités, les concentrations figurant dans
l’équation (1) d’égalité des 2 potentiels de Nersnt. L’équation (1) est complexe (équation du troisième degré en ξ). Il faut alors chercher une hypothèse simplificatrice.
Nous avons vu (cf. question b) que la fem initiale de la pile est importante : la réaction sera donc
totale et évoluera jusqu’à la disparition de l’un des réactifs (cf. exercice précédent), ici les ions
Fe 3+ car le zinc est en large excès. On peut alors écrire : ξ # CV 2 ,
soit c(Fe 2+ ) # 2c ϭ 2 10 –2 mol L –1 et c(Zn 2+ ) # c ϩ
ϭ 2 10 –2 mol L –1 .
Calculons la concentration en Fe 3+ à partir de l’équation (1) :
log 10 ([Fe 3+ ] eq /([Fe 2+ ] eq *([Zn 2+ ] eq ) 1/2 )) ϭ log 10 ([Fe 3+ ] eq /2,828 10 –3 ) ϭ – 25,567
soit c(Fe 3+ ) eq ϭ 7,66 10 –29 mol L –1 → l’hypothèse faite précédemment est vérifiée.
Exercice 17.8 Prévision du sens d’évolution spontanée des réactions
d’oxydoréduction
Observe-t-on une réaction, et si oui laquelle,
A. Si l’on plonge
a) une lame de fer dans une solution de chlorure de zinc ZnCl 2 ?
b) une lame de cuivre dans une solution de chlorure de potassium KCl ?
c) une lame de cadmium dans une solution de nitrate d’argent AgNO 3 ?
d) une lame d’aluminium dans une solution de sulfate de cuivre CuSO 4 ?
B. Si l’on met en présence
e) du dibrome Br 2 et une solution d’iodure de potassium Kl ?
f) une solution de chlorure de fer (III) FeCl 3 et une solution de chlorure
d’étain (II) SnCl 2 ?
g) du dichlore Cl 2 et du fer ?
Solution
On supposera ici que les potentiels de référence sont utilisables.
Dans ces diverses situations, on met en présence deux espèces, membres de deux
couples redox différents. L’un des critères de prévision d’une éventuelle réaction est
constitué par les valeurs des potentiels de référence de ces deux couples ; elles indiquent lequel des deux couples est le plus oxydant (ou le moins réducteur), et lequel
est le moins oxydant (ou le plus réducteur).
Si une réaction a lieu, elle ne peut consister qu’en l’oxydation du couple de plus
faible potentiel (en valeur algébrique) par le couple de plus fort potentiel, qui est
réduit. Mais, si l’on met en présence la forme oxydée du premier et la forme réduite
du second, c’est comme si la réaction avait déjà lieu, et il ne peut rien se passer.
c
V 2
2V 1
--------- -
⋅
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2Fe 3+ ϩ Zn → 2Fe 2+ ϩ Zn 2+
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cV 2
cV 2 cV 1
t éq.
cV 2 - ξ eq
cV 2 ϩ ξ eq cV 1 ϩ ξ eq /2
Pour calculer ξ, il faut exprimer, à partir de ces quantités, les concentrations figurant dans
l’équation (1) d’égalité des 2 potentiels de Nersnt. L’équation (1) est complexe (équation du troisième degré en ξ). Il faut alors chercher une hypothèse simplificatrice.
Nous avons vu (cf. question b) que la fem initiale de la pile est importante : la réaction sera donc
totale et évoluera jusqu’à la disparition de l’un des réactifs (cf. exercice précédent), ici les ions
Fe 3+ car le zinc est en large excès. On peut alors écrire : ξ # CV 2 ,
soit c(Fe 2+ ) # 2c ϭ 2 10 –2 mol L –1 et c(Zn 2+ ) # c ϩ
ϭ 2 10 –2 mol L –1 .
Calculons la concentration en Fe 3+ à partir de l’équation (1) :
log 10 ([Fe 3+ ] eq /([Fe 2+ ] eq *([Zn 2+ ] eq ) 1/2 )) ϭ log 10 ([Fe 3+ ] eq /2,828 10 –3 ) ϭ – 25,567
soit c(Fe 3+ ) eq ϭ 7,66 10 –29 mol L –1 → l’hypothèse faite précédemment est vérifiée.
Exercice 17.8 Prévision du sens d’évolution spontanée des réactions
d’oxydoréduction
Observe-t-on une réaction, et si oui laquelle,
A. Si l’on plonge
a) une lame de fer dans une solution de chlorure de zinc ZnCl 2 ?
b) une lame de cuivre dans une solution de chlorure de potassium KCl ?
c) une lame de cadmium dans une solution de nitrate d’argent AgNO 3 ?
d) une lame d’aluminium dans une solution de sulfate de cuivre CuSO 4 ?
B. Si l’on met en présence
e) du dibrome Br 2 et une solution d’iodure de potassium Kl ?
f) une solution de chlorure de fer (III) FeCl 3 et une solution de chlorure
d’étain (II) SnCl 2 ?
g) du dichlore Cl 2 et du fer ?
Solution
On supposera ici que les potentiels de référence sont utilisables.
Dans ces diverses situations, on met en présence deux espèces, membres de deux
couples redox différents. L’un des critères de prévision d’une éventuelle réaction est
constitué par les valeurs des potentiels de référence de ces deux couples ; elles indiquent lequel des deux couples est le plus oxydant (ou le moins réducteur), et lequel
est le moins oxydant (ou le plus réducteur).
Si une réaction a lieu, elle ne peut consister qu’en l’oxydation du couple de plus
faible potentiel (en valeur algébrique) par le couple de plus fort potentiel, qui est
réduit. Mais, si l’on met en présence la forme oxydée du premier et la forme réduite
du second, c’est comme si la réaction avait déjà lieu, et il ne peut rien se passer.
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V 2
2V 1
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