CHIMIE

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COURS
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Équilibres d’oxydo-réduction
(*) Dans les problèmes, bien respecter les
données de l’énoncé.
solution
contenant
des ions Cu 2+
plaque de cuivre
Doc. 18 Pour l’électrode de cuivre
(couple Cu 2+ / Cu) :
E = 0,34 +0,030 log [Cu 2+ ]
dihydrogène
électrode de platine
recouverte de
noir de platine
solution
acide
Doc. 19 Pour l’électrode à hydrogène
(couple H3O + / H2(g)) :
[H
E = 0,030 log
3O
+ ] 2
P(H2)
car : E 0 (H 3O + / H 2(g)) = 0 V
À 25 °C, soit 298,1 K :
.ln(10) = × 2,303 = 0,059 16 V
La valeur approchée de 0,060 V est souvent utilisée, alors (*) :
3.2.2. Exemples d’écritures
(19.6)
Pour alléger l’écriture, nous omettrons, dans l’expression de la formule de Nernst,
les grandeurs c 0 et P 0 , mais les concentrations seront toujours exprimées en
mol .L –1 et les pressions en bar.
•Couple Fe 3+ / Fe 2+ :
•Couple Cu 2+ / Cu :
•Couple Cl 2 / Cl – :
E(Ox/Red) = E°(Ox/Red) + log
•Couple MnO – 4 / Mn 2+ :
Fe 3+ (aq) + e – = Fe 2+ (aq)
E(Fe 3+ / Fe 2+ ) = E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) +0,060 log
Cu 2+ (aq) +2e – = Cu(s)
E(Cu 2+ / Cu) = E 0 (Cu 2+ / Cu) + log [Cu 2+ ]
Cl 2(g) +2e – = 2 Cl – (aq)
E(Cl 2(g) /Cl – ) = E 0 (Cl 2(g) / Cl – ) + log
MnO – 4 (aq) +8H 3O + (aq) +5e – = Mn 2+ (aq) +12 H 2O
E(MnO – 4 / Mn 2+ ) = E 0 (MnO – 4 /Mn 2+ ) + log
3.3 Exemples d’électrodes
Suivant la nature du conducteur métallique et des espèces oxydante et réductrice
considérées, on distingue différents types d’électrodes.
3.3.1. Électrodes de première espèce
Cette dénomination désigne :
– soit un métal M plongeant dans une solution contenant ses cations M n+ formant
ainsi la demi-pile M n+ / M : c’est le cas, par exemple, d’une lame de cuivre plongeant
dans une solution de sulfate de cuivre (doc. 18) ;
– soit une lame de platine platiné plongeant dans une solution contenant l’une des
formes réduite ou oxydée d’un couple, l’autre forme étant un gaz barbotant dans
la solution : c’est le cas de l’électrode à hydrogène, par exemple (doc. 19).
3.3.2. Électrodes de deuxième espèce
Une telle électrode est constituée d’un métal M en contact avec un composé ionique
peu soluble contenant l’un de ses ions formant ainsi la demi-pile M xA y (s) / M.
• L’électrode (ou demi-pile) au calomel est la plus connue (doc. 20) ; elle met en
jeu le couple Hg 2Cl 2 (s) / Hg () :
Hg 2Cl 2 (s) +2e – = 2 Hg () +2Cl –