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17 • Réactions d’oxydoréduction et réactions électrochimiques en solution aqueuse
Dans le compartiment de la solution la plus concentrée, il se produit la réaction Cu 2ϩ ϩ 2e – Æ
Cu (réduction) et la concentration des ions Cu 2ϩ diminue. Son électrode est la cathode et elle
constitue le pôle positif de la pile.
Dans le circuit extérieur les électrons vont (comme toujours pour une pile) de l’anode à la
cathode ; le courant circule en sens contraire.
L’état d’équilibre final est celui dans lequel les concentrations sont devenues égales dans les
deux compartiments ; la f.é.m. est alors nulle.
Bien entendu, si l’on connaissait les deux concentrations initiales, le calcul des deux potentiels
d’électrode confirmerait ces conclusions.
Exercice 17.14 Diagramme potentiel pH ou diagramme de Pourbaix :
exemple du plomb
On considère le diagramme potentiel-pH du plomb donné dans la figure cidessous.
a) Rappeler les données nécessaires pour construire un tel diagramme. Que
représentent les droites a et b ?
b) Placer dans les différentes zones du diagramme les espèces stables du
plomb qui ont été utilisées pour sa construction : Pb, PbO, PbO 3
2– , Pb 2+ , PbO 2
et enfin HPbO 2
– . En déduire les domaines d’immunité, de corrosion et de
passivation. Préciser le domaine de pH où le plomb métallique est stable.
c) Écrire les équilibres chimiques et/ou électrochimiques correspondant à
chacune des droites 1 à 10 (qui sont des frontières entre les différentes zonez)
et calculer leur pente.
Attention : ne pas oublier de tenir compte de la nature acide ou basique du
milieu !
d) Application : on met une pièce de plomb dans une solution tamponnée à
pH 8. Le potentiel du morceau de plomb est porté de –1 V /ESH à +1,5 V /ESH .
Pouvez-vous prédire ce qui se passera à la surface du plomb lors de ce
balayage en potentiel ?
e) Quelle est la limite d’interprétation des diagrammes potentiel-pH ?
-1
- 0.5
0
0.5
1
1.5
2
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
pH
E (V
/ESH )
a
b
1
2
3
4
5
6
7
8
9
1 0
17 • Réactions d’oxydoréduction et réactions électrochimiques en solution aqueuse
Dans le compartiment de la solution la plus concentrée, il se produit la réaction Cu 2ϩ ϩ 2e – Æ
Cu (réduction) et la concentration des ions Cu 2ϩ diminue. Son électrode est la cathode et elle
constitue le pôle positif de la pile.
Dans le circuit extérieur les électrons vont (comme toujours pour une pile) de l’anode à la
cathode ; le courant circule en sens contraire.
L’état d’équilibre final est celui dans lequel les concentrations sont devenues égales dans les
deux compartiments ; la f.é.m. est alors nulle.
Bien entendu, si l’on connaissait les deux concentrations initiales, le calcul des deux potentiels
d’électrode confirmerait ces conclusions.
Exercice 17.14 Diagramme potentiel pH ou diagramme de Pourbaix :
exemple du plomb
On considère le diagramme potentiel-pH du plomb donné dans la figure cidessous.
a) Rappeler les données nécessaires pour construire un tel diagramme. Que
représentent les droites a et b ?
b) Placer dans les différentes zones du diagramme les espèces stables du
plomb qui ont été utilisées pour sa construction : Pb, PbO, PbO 3
2– , Pb 2+ , PbO 2
et enfin HPbO 2
– . En déduire les domaines d’immunité, de corrosion et de
passivation. Préciser le domaine de pH où le plomb métallique est stable.
c) Écrire les équilibres chimiques et/ou électrochimiques correspondant à
chacune des droites 1 à 10 (qui sont des frontières entre les différentes zonez)
et calculer leur pente.
Attention : ne pas oublier de tenir compte de la nature acide ou basique du
milieu !
d) Application : on met une pièce de plomb dans une solution tamponnée à
pH 8. Le potentiel du morceau de plomb est porté de –1 V /ESH à +1,5 V /ESH .
Pouvez-vous prédire ce qui se passera à la surface du plomb lors de ce
balayage en potentiel ?
e) Quelle est la limite d’interprétation des diagrammes potentiel-pH ?
-1
- 0.5
0
0.5
1
1.5
2
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
pH
E (V
/ESH )
a
b
1
2
3
4
5
6
7
8
9
1 0