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17 • Réactions d’oxydoréduction et réactions électrochimiques en solution aqueuse
Si on fait fonctionner la pile, on observera donc l’oxydation de Sn 2ϩ par Fe 3ϩ dont l’équation
stœchiométrique s’écrit :
2 Fe 3ϩ ϩ Sn 2ϩ ϭ 2 Fe 2ϩ ϩ Sn 4ϩ .
b) La détermination des quatre concentrations dans l’état final d’équilibre nécessite la connaissance de la constante d’équilibre K de la réaction. Elle est calculable à partir de la valeur de E°
[Ex. 17.9] :
E° ϭ E° oxy/red (couple oxydant) – E° oxy/red (couple oxydé) ϭ 0,77 V /ESH – 0,15 V /ESH ϭ 0,62 V
log 10 [K] ϭ nE°/0,06 V ϭ (0,62 V ϫ 2) / 0,06 V ϭ 20,7
K ϭ 4,6.10 20
On peut donc considérer que la réaction est quasiment totale, et que l’état final correspond
simplement à l’épuisement du réactif qui se trouve en défaut par rapport à l’autre (réactif limitant), c’est-à-dire Sn 2ϩ , dont la concentration est cinq fois plus faible que celle de Fe 3ϩ .
Le tableau suivant donnant les valeurs des concentrations en mol.L –1 , résume la situation :
c) Le calcul de la quantité d’électricité correspondant à ces variations de concentration peut
s’effectuer par rapport à n’importe quelle espèce présente dans la solution. Mais il faut prendre
en compte la variation de sa quantité n réelle, dans les 100 mL de solution, et non sa concentration (qui est une quantité par litre).
Par rapport à Fe 3ϩ :
• variation de la concentration : 0,01 mol.L –1 – 0,06 mol.L –1 ϭ 0,04 mol.L –1 ;
• variation de la quantité présente dans 100 ml : 0,04 mol.L –1 ϫ 0,1 L ϭ 0,004 mol.
La réduction de 1 mol de Fe 3ϩ demande 1 faraday, de sorte que la réduction de 0,004 mol correspond à la mise en jeu de 0,004 faraday, soit 96 500 C F –1 ϫ 0,004 F ϭ 386 C (coulombs).
d) Chimiquement, le résultat sera exactement le même (mais les valeurs numériques des
concentrations seront deux fois plus faibles, puisque le volume sera double). Par contre, il n’y
aura évidemment pas de production d’un courant électrique.
2 Fe 3ϩ
ϩ
Sn 2ϩ
Æ
2 Fe 2ϩ
ϩ
Sn 4ϩ
État initial
0,1
0,02
0,1
0,02
État final
0,1 – 0,04 ϭ 0,06
0
0,1 ϩ 0,04 ϭ 0,14
0,02 ϩ 0,02 ϭ 0,04
17 • Réactions d’oxydoréduction et réactions électrochimiques en solution aqueuse
Si on fait fonctionner la pile, on observera donc l’oxydation de Sn 2ϩ par Fe 3ϩ dont l’équation
stœchiométrique s’écrit :
2 Fe 3ϩ ϩ Sn 2ϩ ϭ 2 Fe 2ϩ ϩ Sn 4ϩ .
b) La détermination des quatre concentrations dans l’état final d’équilibre nécessite la connaissance de la constante d’équilibre K de la réaction. Elle est calculable à partir de la valeur de E°
[Ex. 17.9] :
E° ϭ E° oxy/red (couple oxydant) – E° oxy/red (couple oxydé) ϭ 0,77 V /ESH – 0,15 V /ESH ϭ 0,62 V
log 10 [K] ϭ nE°/0,06 V ϭ (0,62 V ϫ 2) / 0,06 V ϭ 20,7
K ϭ 4,6.10 20
On peut donc considérer que la réaction est quasiment totale, et que l’état final correspond
simplement à l’épuisement du réactif qui se trouve en défaut par rapport à l’autre (réactif limitant), c’est-à-dire Sn 2ϩ , dont la concentration est cinq fois plus faible que celle de Fe 3ϩ .
Le tableau suivant donnant les valeurs des concentrations en mol.L –1 , résume la situation :
c) Le calcul de la quantité d’électricité correspondant à ces variations de concentration peut
s’effectuer par rapport à n’importe quelle espèce présente dans la solution. Mais il faut prendre
en compte la variation de sa quantité n réelle, dans les 100 mL de solution, et non sa concentration (qui est une quantité par litre).
Par rapport à Fe 3ϩ :
• variation de la concentration : 0,01 mol.L –1 – 0,06 mol.L –1 ϭ 0,04 mol.L –1 ;
• variation de la quantité présente dans 100 ml : 0,04 mol.L –1 ϫ 0,1 L ϭ 0,004 mol.
La réduction de 1 mol de Fe 3ϩ demande 1 faraday, de sorte que la réduction de 0,004 mol correspond à la mise en jeu de 0,004 faraday, soit 96 500 C F –1 ϫ 0,004 F ϭ 386 C (coulombs).
d) Chimiquement, le résultat sera exactement le même (mais les valeurs numériques des
concentrations seront deux fois plus faibles, puisque le volume sera double). Par contre, il n’y
aura évidemment pas de production d’un courant électrique.
2 Fe 3ϩ
ϩ
Sn 2ϩ
Æ
2 Fe 2ϩ
ϩ
Sn 4ϩ
État initial
0,1
0,02
0,1
0,02
État final
0,1 – 0,04 ϭ 0,06
0
0,1 ϩ 0,04 ϭ 0,14
0,02 ϩ 0,02 ϭ 0,04