L2 Chimie, Sciences de la Vie parcours Chimie - Biologie TRAVAUX DIRIGES de CHIMIE EN SOLUTION Modalités relatives à cet enseignement Cours Magistraux (14 séances de 1,5 h) Travaux dirigés (14 séances de 1,5 h) Travaux Pratiques (3 séances de 4 h) Notation 1ère session : CC 35 % - TP 20 % - Examen final 45 % 2e session : TP 20 % (note 1ère session) - Examen final 80 % (nouvelle épreuve) Contrôles Continus : ces travaux sont réalisés en binôme Travail Préparatoire pour chacun des 3 TP + Capsule Vidéo + Compte Rendu de TP à chaque TP. Règlement concernant les absences Travaux Pratiques : toute absence à une séance de TP entraîne la note de 0. Deux absences entraînent la défaillance de l’étudiant(e) à la 1ère session et le report de la note 0/20 aux TP de l’UE pour la 2e session. Liste d’ions courants 2 I - Révisions – Équilibres Exercice 1 : Les ions "éthylène diamine tétraacétate" (E.D.T.A.) symbolisés par Y4- sont des complexants de nombreux cations métalliques. pY = -log [Y4-] pour les solutions suivantes : Calculer les valeurs de 1°) MgY2- 10-2 mol L-1 2°) MgY2- 10-2 mol L-1 + Ca2+ 10-2 mol L-1 3°) Mg2+ 10-2 mol L-1 + MgY2- 10-2 mol L-1 + CaY2- 10-2 mol L-1 Données relatives à la dissociation des complexes : pKd = 8,7 pour MgY2pKd = 10,7 pour CaY2réponses : pY= 1°) 5,35 2°) 9,7 3°) 8,7 Exercice 2 : On mélange : Ba2+ 10-2 mol L-1, Fe3+ 10-2 mol L-1 et Y4- 0,5. 10-2 mol L-1. Les constantes de dissociation sont telles que : pKd = 7,8 pour BaY2- pKd = 25 pour FeY- 1°) Calculer les concentrations des différentes espèces en solution. 2°) Même question avec une concentration initiale de Y4- égale à 1,5. 10-2 mol L-1. réponses : 1°) [Y4-]=10 -25 -19,2 [BaY2-]=10 2°) [Y4-]=10 -7,8 [Fe3+]=10 -19,2 (mol L-1) Exercice 3 : En milieu aqueux les ions cyanures CN- peuvent complexer divers cations métalliques, par exemple : Co2+ + 4 CNK1= 10-19 (1) Co(CN)42(2) Fe(CN)63- Fe3+ + 6 CN- K2= 10-31 1°) Calculer les concentrations d'équilibre des espèces impliquées dans la réaction (1) si l’état initial contient [Co(CN)42-] = 10-3 mol.L-1 et [CN-] = 2.10-1 mol.L-1. 2°) A une solution contenant l'ion complexe Co(CN)42- dans des conditions où il n'est que peu dissocié, on ajoute des ions Fe3+. Écrire la réaction qui intervient entre les espèces majoritaires. Exprimer et calculer sa constante d'équilibre. Calculer les concentrations d'équilibre de toutes les espèces, si on réalise un mélange tel qu'à l'état initial : Co(CN)42- = 10-3 mol.L-1 et Fe3+ = 10-3 mol.L-1. réponses : 1°) a/[Co2+]=6,2.10-20 2°) K=105 [Co(CN)42-]=3,4.10-5 [CN-]=7,6.10-6 (mol L-1) _______________________________________________________________________________________ II - Acido-basicité, pH Exercice 1 : On constitue les solutions respectives suivantes. Établir le bilan pour les espèces majoritaires et calculer le pH final dans chaque cas. 1°) HCl 3.10-2 mol L-1 + HCN 10-2 mol L-1. 2°) HF 2.10-2 mol L-1 + NaOH 3.10-2 mol L-1 + NaCl 5.10-2 mol L-1. 3 3°) HCN 2.10-2 mol L-1 + KCN 3.10-2 mol L-1 + KF 2.10-2 mol L-1. Données : HCl, NaOH, KCN, KF, NaCl sont solubles et dissociés réponses : pH= 1°) 1,52 2°) 12 HF/F- pKa = 3,5 HCN/CN- pKa = 9 3°) 9,2 Exercice 2 : Calculer le pH des solutions ci-dessous : 1°) H2CO3 10-2 mol.L-1 3°) H3PO4 10-4 mol.L-1 2°) H2C2O4 4.10-2 mol.L-1 4°) H3PO4 1 mol.L-1 Données : H2CO3/HCO3-- pKa1 = 6,2 HCO3-/CO32- pKa2 = 10,3 H2C2O4 : 1ère acidité forte HC2O4-/C2O42- pKa = 4,2 H3PO4/ H2PO4- pKa1=2,2 H2PO4-/HPO42- pKa2=7,2 réponses : pH= 1°)4,1 2°) 1,4 3°) 4 4°) 1,1 5°) K3PO4 10-3 mol.L-1 HPO42-/PO43- pKa3=12,2 5°) 11 Exercice 3 : Données : H2CO3/HCO3-- pKa1 = 6,2 HCO3-/CO32- pKa2 = 10,3 On dispose d'un litre d'une solution contenant une base forte à la concentration 5.10-2 mol L-1 et des ions CO32à la concentration 2. 10-2 mol L-1. On ajoute un acide fort par quantités croissantes. 1°) Calculer la valeur du pH de la solution initiale. 2°) Écrire les trois réactions qui interviendront successivement. 3°) On arrête l'addition d'acide fort au moment où [HCO3-] = [H2CO3] a/ Calculer les concentrations d'équilibre de H2CO3, HCO3-, CO32- et H3O+. b/ L'acide est ajouté sous forme d'une solution d'acide sulfurique (diacide fort) de concentration 4.10 mol L-1. Quel volume de cette solution acide doit être additionné à 150 mL de la solution initiale pour obtenir à l'état final [HCO3-] = [H2CO3] ? -1 réponses : 1°) pH=12,7 3°) a/ [H3O+]=6,3.10-7 b/ V=15 mL. _______________________________________________________________________________________ III - Équilibres de précipitation Exercice 1 Calculer les valeurs de pAg = -log[Ag+] pour les solutions suivantes : 1°) solutions saturées respectivement de AgCl sol, ou Ag2CrO4 sol. 2°) Ag2CrO4 sol à saturation et CrO42- 10-2 mol L-1. 3°) AgCN sol à saturation et CN- 10-2 mol L-1. Écrire la réaction qui se produit. Calculer sa constante puis pAg. On dispose des constantes de solubilité : AgCl sol 10-9,6 Ag2CrO4 sol 10-12 et de la constante de dissociation de Ag(CN)2- : 10-20,8 Ag(CN)2- réponses : pAg= 1°) 4,8 ; 3,9 2°) 5 3°) 9,2 4 AgCN sol 10-16 Ag+ + 2 CN- Exercice 2 : Données: BaSO3 sol Ba2+ + SO32- Ks1= 10-8 BaSO4 sol Ba2+ + SO42-- Ks2= 10-10 HSO3- / SO32- pKa= 7 Dans un litre d'eau, on introduit 5.10-2 mole de BaSO3 sol. Écrire les réactions entre espèces majoritaires, exprimer et calculer les constantes correspondantes, calculer les concentrations d'équilibre quand, à la solution précédente, on ajoute : soit 1°) 2.10-2 mole de K2SO4 (soluble et dissocié) soit 2°) 8.10-3 mole d’acide chlorhydrique (acide fort). réponses : 1°) [SO42-]=2.10-4 [Ba2+]=5.10-7 2°) [H+]=6,4.10-4 [SO32-]=1,25.10-6 Exercice 3 : L'hydroxyde de plomb et le carbonate de plomb sont des composés peu solubles tels que : Pb(OH)2 sol Ks1= 5.10-16 PbCO3 sol Ks2= 5.10-14 et 1°) On introduit 2.10-3 mole de Pb(OH)2 sol dans un litre d'une solution tamponnée : a/ soit à pH = 11 b/ soit à pH = 7 2+ Calculer la concentration finale en Pb dans chaque cas. 2°) Dans un litre d'eau on ajoute : 10-2 mole de OH- plus 2.10-2 mole de CO32- plus 10-3 mole de Pb2+. Quel(s) précipité(s) va (vont) apparaître, et en quelle(s) quantité(s) ? Quelle sera la concentration d'équilibre en Pb2+ ? réponses : 1°) [Pb2+]= 5.10-10 et 2.10-3mol L-1 2°) [Pb2+]= 2,6.10-12 mol L-1 Exercice 4 : Données : Ag2CO3 sol Ks = 10-11 H2CO3/HCO3- pKa = 6,3 HCO3-/CO32- pKa = 10,3 1°) Établir le diagramme de prédominance des espèces acido-basiques dérivant de l'acide carbonique. 2°) Dans un litre d'eau, on ajoute 10-3 mole de Ag2CO3 sol et on fait varier le pH de la solution. On note s la solubilité de Ag2CO3 sol. a/ Dans quel domaine de pH la concentration en ions Ag+ sera-t-elle indépendante de la valeur du pH ? En déduire la valeur du log(s) ? b/ Tracer le graphe log(s) en fonction du pH. c/ On veut se placer au point exact où se dissout le dernier grain de carbonate d'argent. Quelle valeur du pH permet de réaliser cette situation ? Quelle doit être la concentration en ions CO32- à ce moment ? réponses : 2°) a/ pH>11,3 c/ pH=7,7 _____________________________________________________________________________________ 5 IV - Dosages Exercice 1 : On réalise une solution initialement 2.10-2 mol L-1 en CH3CO2H et 5.10-2 mol L-1 en soude. Donnée : CH3CO2H/CH3CO2- pKa = 4,8 1°) Établir le bilan des espèces acido-basiques majoritaires dans cette solution. Calculer la valeur du pH. 2°) On titre 25 mL de cette solution par HCl 1 mol L-1 a/ Combien de points équivalents doit-on observer ? b/ A quels volumes de solution titrante correspondent-ils ? 3°) Établir la courbe de titrage pH= f(vol.HCl) en précisant les coordonnées des points caractéristiques. 4°) Calculer le volume de solution titrante permettant d'obtenir pH = 4,5. réponses : 1°) pH=12,5 2°) 0,75 et 1,25 mL 4°) 1,08 mL. Exercice 2 : L’acide phosphorique H3PO4 est un acidifiant alimentaire connu sous le nom de E338. C’est un triacide dont les pKa sont : pKa1=2,1 pKa2=7,2 pKa3=12,4 Afin de déterminer la teneur en H3PO4 d’un soda au cola, celui-ci est préalablement dégazé. La boisson est diluée au 1/10 et 100 mL sont prélevés précisément pour être dosés. La courbe ci-dessous représente le dosage pH-métrique par une solution de soude à 10-2 mol L-1. 12 11 10 9 pH 8 7 6 5 4 3 2 0 2 4 6 8 10 12 14 volume NaOH ajouté (mL) 1°) Pourquoi faut-il dégazer la solution avant d’effectuer le dosage de H3PO4 ? 2°) Dans la solution initiale, H3PO4 se comporte-t-il comme un acide fort ou un acide faible ? 6 3°) Pourquoi n’observe-t-on que deux sauts de pH ? 4°) En déduire les réactions qui se produisent lors du dosage. Quel(s) pKa peut-on déterminer sur cette courbe ? 5°) Déterminer la teneur en H3PO4 dans le soda au cola. 6°) Retrouver les valeurs de pH aux différents points caractéristiques de la courbe. Exercice 3 : La figure ci-dessous représente le dosage pH-métrique de 100 mL d’une solution contenant de l’acide nitrique HNO3 (acide fort) et du nitrate de plomb Pb(NO3)2 (sel soluble et dissocié) par la soude NaOH (base forte) à la concentration 0,2 mol L-1. On négligera la variation de volume au cours du dosage. 1°) Écrire les réactions de dosage. 2°) Déterminer les concentrations en HNO3 et en Pb2+. 3°) Déterminer le Ks de Pb(OH)2 sol. 14 13 12 pH 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 vNaOH / mL 1 0 2 réponses : 4 2°) [Pb2+] = 10-2 mol L-1 3°) 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 Ks = 10-15 V - Oxydoréduction Exercice 1 : Données : cystine + 2 e- ⇄ 2 cystéine E°1 = 0,23 V/ENH + + E°2 = -0,11 V/ENH NAD + 2 e + H ⇄ NADH 1°) On mélange dans une solution de pH = 0 de la cystine (5.10-5 mol L-1), de la cystéine (1 mol L-1), NADH (5.10-5 mol L-1) et NAD+ (1 mol L-1). Écrire la réaction thermodynamique favorable qui va se produire. 2°) Calculer la constante d'équilibre pour la réaction déterminée en -1- et une température de 25°C. 3°) En déduire les concentrations de toutes les espèces en présence à l'équilibre. Exercice 2 : Données : E01 = 1,08 V/ENH pour IO3-/IE02 = 1,46 V/ENH pour PbO2 sol/Pb2+ 1°) Calculer le potentiel d'équilibre d'une solution tamponnée à pH=5 et contenant des ions iodate IO3(10-5 mol L-1) et des ions iodure I- (10-3 mol L-1). 2°) Dans la solution précédente on ajoute un excès de PbO2 sol. a/ Écrire la réaction qui va se produire. b/ Exprimer et calculer la constante d'équilibre. c/ Donner le bilan d'équilibre des espèces impliquées. d/ Calculer le potentiel d'équilibre de la solution. réponses : 1°) E=0,76 V/ENH 2°) b/ K=1038 c/ [I-]= 2,7.10-19 7 d/ E=0,94 V/ENH. Exercice 3 : Données : Br2/Br-: E°=1,08 V/ENH I2/I- : E° = 0,54 V/ENH Fe3+/Fe2+ : E°=0,77 V/ENH Ce4+/Ce3+ : E° = 1,44 V/ENH Sn4+/Sn2+ : E° = 0,13 V/ENH 1°) On titre 50 mL d'une solution contenant Br2 5.10-3 mol L-1 par une solution 0,1 mol L-1 en FeSO4. Représenter la courbe de titrage : E = f (vol. ajouté) 2°) On titre 50 mL d'une solution contenant Sn2+ et I- par une solution 0,1 mol L-1 en Ce4+. La courbe de titrage E en fonction du volume de solution de Ce4+ figure ci-après : 1,4 1,2 E (V/ENH) 1,0 0,8 0,6 0,4 0,2 0,0 0 2 4 6 8 10 4+ volume de Ce ajouté (mL) a/ Écrire les réactions de dosage et indiquer les espèces imposant le potentiel sur les différents paliers. b/ Déterminer les concentrations en Sn2+ et I- dans la solution titrée. c/ Exprimer et calculer le potentiel aux demi-équivalences. réponses : 1°) V (mL) 2,5 5 10 E (V/ENH) 1,14 1,01 0,77 2° )b/ [Sn2+] = 4.10-3 mol.L-1 [I-] = 6.10-3 mol L-1 c/ 0,13 V/ENH; 0,61 V/ENH Exercice 4 : Détermination du degré chlorométrique D (en °chl) de l’eau de Javel (dosage indirect) Données : Cl2 gaz / ClI2 / IS4O62- / S2O32Couple ClO- / ClE0 / V vs ENH 1,72 1,36 0,62 0,08 Le degré chlorométrique est le volume, exprimé en litres et mesuré dans les CNTP (Conditions Normales de Température (0 °C) et de Pression (1 bar)), de dichlore que donne l’acidification complète d’un litre d’eau de Javel selon la réaction : Cl-aq + ClO-aq + 2 H+ ⇆ Cl2 gaz + H2Osolv Pour déterminer celui-ci, on part d’une solution commerciale d’eau de Javel (NaClO, totalement dissocié) notée S0. On la dilue 10 fois pour obtenir la solution notée S1. Dans un premier temps, on ajoute à 10 mL de S1, 20 mL d’une solution de KI 10-1mol L-1 et 2 mL de HCl 5 mol L-1 (HCl sert à garantir un pH acide) de telle sorte à ce que I- soit en excès. 8 1°) Écrire la réaction (1) qui se produit. 2°) Calculer sa constante d’équilibre K(1). On dose le diiode formé à l’aide d’une solution de thiosulfate de sodium Na2S2O3 (sel totalement dissocié) de concentration 0,15 mol L-1. Le volume équivalent est 20 mL. 3°) Écrire la réaction (2) de dosage du diiode par les thiosulfates. 4°) Calculer sa constante d’équilibre K(2). 5°) Établir la relation entre les quantités de matières de I2 et S2O32- à l’équivalence et en déduire la quantité de I2 initialement présent. 6°) Déterminer la quantité de ClO- contenu dans la solution S1. 7°) En déduire la concentration de ClO- dans la solution commerciale S0. 8°) Calculer le degré chlorométrique D de la solution commerciale et comparer le résultat obtenu à la valeur donnée sur l’étiquette, à savoir 36 °chl. Exercice 5 : Détermination de la teneur en vitamine C dans le jus d’orange (dosage en retour). Données : Couple C6H6O6 / C6H8O6 I2 / IS4O62- / S2O32E0 / V vs ENH 0,06 0,62 0,08 La vitamine C, de formule C6H8O6 (M = 176 g mol-1), est le nom donné à l’acide ascorbique. On souhaite vérifier si prendre un comprimé de « vitamine C500 » contenant 500 mg de vitamine C selon le fabricant est équivalent à boire le jus de 2 oranges. Pour cela, on presse deux oranges. On obtient un volume de 88 mL de jus. On en prélève 10 mL auxquels on ajoute 15 mL d’une solution de I2 à la concentration de 4,7 10-3 mol L-1. Le diiode en excès est ensuite dosé par une solution de thiosulfate de sodium de concentration 5 10-3 mol L-1. L’équivalence est obtenue pour un volume de 13 mL. 1°) Écrire la réaction qui se produit entre l’acide ascorbique et le diiode. 2°) En notant n le nombre de mol d’acide ascorbique initialement présent dans les 10 mL dosés, faire le bilan des espèces majoritaires à l’équilibre. 3°) Écrire la réaction de dosage du diiode par les ions thiosulfate. 4°) À partir de la relation à l’équivalence, déterminer la quantité d’acide ascorbique dosé. 5°) En déduire la masse de vitamine C contenue dans le jus des 2 oranges. Conclure. _______________________________________________________________________________________ VI - Oxydoréduction et pH Exercice 1 MnO4-/ Mn2+ E°1 = 1,5V/ENH Données : Cl2/Cl- E°2 = 1,4V/ENH Br2/Br- E°3 = 1,1V/ENH 1°) Tracer le diagramme représentant l'évolution des potentiels normaux apparents E'° en fonction du pH relatif aux systèmes rédox MnO4-/Mn2+, Cl2/Cl- et Br2/Br-. En déduire qu’il est possible d’oxyder sélectivement les bromures en présence de chlorures par le permanganate en se plaçant à un pH convenable. 2°) On part d'une solution concentrée à 10-2 mol.L-1 en Cl- et 10-2 mol.L-1 en Br-. On ajoute MnO4- 0,1 mol.L-1. Dans quelle zone de pH doit-on se placer pour oxyder au moins 99% des bromures sans oxyder plus de 1% des chlorures ? réponse : 2°) 1,6<pH<2,6 9 Exercice 2 : Influence du pH sur des couples biochimiques Données : Potentiels standard biologiques NAD+ / NADH E'°1 = E'°1 pH = 7, T = 37°C = - 0,32 V/ENH E'°2 = E'°2 pH = 7, T = 37°C = - 0,22 V/ENH FAD / FADH2 Fumarate/Succinate E'°3 = E'°3 pH = 7, T = 37°C = 0,34 V/ENH 1°) Déduire des données de l'énoncé les valeurs E°1 et E°2 des potentiels standard des couples considérés. 2°) Tracer sur un même diagramme la variation du potentiel normal apparent en fonction du pH, E'° = f (pH), à la température T = 37°C. 3°) Selon le pH, quel est le meilleur réducteur ? 4°) Quand on mélange du fumarate -OOC-CH=CH-COO- et NADH, le fumarate est réduit en succinate OOC-CH2-CH2-COO-. Calculer la constante thermodynamique apparente K' pH = 7, T = 37°C de la réaction se produisant à pH = 7. En déduire la valeur de la constante thermodynamique K T = 37°C pour cet équilibre considéré à 37°C. Exercice 3 : Données : Cl2(g)/Cl- E°1 = 1,36 V/ENH HClO/Cl2(g) E°2 = 1,63 V HClO/ClO- pKa = 7,5 1°) A partir des données, établir le diagramme E'° = f (pH) pour le chlore aux degrés (+I), (0), (-I). Montrer que le chlore en solution aqueuse, soit est stable, soit va se dismuter, selon la valeur du pH. Écrire la réaction de dismutation et calculer sa constante. Exprimer la constante apparente de dismutation en fonction du pH. 2°) Dans le domaine de pH où le chlore se dismute, quel(s) couple(s) redox doit-on considérer ? Établir le diagramme complet E'° = f (pH) pour le chlore aux degrés (+I), (0), (-I) en tenant compte du (des) nouveau(x) couples(s) redox. 4°) On fabrique l'eau de Javel en faisant barboter, dans une solution de soude, du chlore gazeux dont on chasse ensuite l'excès. Quelle réaction se produit, quelle est la composition de l'eau de Javel ? 5°) Les produits détartrants à usage domestique contiennent en général un acide. L'étiquette de tels produits porte la mention "ne pas utiliser en mélange avec de l'eau de Javel". Expliquez pourquoi. réponse : dismutation pour pH>4,5 10 _______________________________________________________________________________________ Sujet d’examen Exercice 1 : Dans l’eau, H2S est un diacide dont les pKa sont : pKa1 (H2S/HS-) = 7 pKa2 (HS-/ S2-) = 13 1°) En solution à 10-2 mol L-1, H2S se comporte-t-il comme un acide fort ou faible ? Calculer la valeur du pH de la solution. 2°) Dans 1 L d’eau on dissout 10-2 mole de Na2S. Dans cette solution, l’ion S2- se comporte-t-il comme une base forte ou faible ? Quelles sont les espèces majoritaires et leur concentration ? Quelle est la valeur du pH ? 3°) La figure ci-dessous est obtenue lors du dosage de 100 mL d’une solution du diacide H2S à 10-2 mol L-1 par de la soude NaOH (base forte) à 0,2 mol L-1. 14 13 12 11 10 pH 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 vNaOH (mL) a / Quelles réactions pourrait-on attendre lors d’un dosage de H2S par une solution de soude ? Donner les valeurs des constantes associées à ces réactions. b/ A l’aide de la question 2°), justifier qu’il n’y a qu’un seul saut de pH. c/ Retrouver les valeurs de pH aux points caractéristiques (pH initial, demi-équivalence, équivalence et double équivalence. réponses : 1°) pH=4,5 2°) pH=12 3°) a/ 107 ; 10 c/ v(mL) pH 0 4,5 2,5 7 5 9,5 10 12 Exercice 2 : Données : Ks1 = 10-15 produit de solubilité de Fe(OH)2 sol Ks2 = 10-37 produit de solubilité de Fe(OH)3 sol E° (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V/ENH On plonge une électrode de platine dans une solution acide (pH0) contenant des ions Fe2+ et des ions Fe3+ , chacun à la concentration 10-1 mol L-1. 1°) Dans cette solution, on ajoute progressivement de la soude (NaOH) concentrée. Calculer les pH de début de précipitation de Fe(OH)2 sol et Fe(OH)3 sol. 2°) En déduire un diagramme de prédominance des espèces Fe2+, Fe3+, Fe(OH)2 sol et Fe(OH)3 sol en fonction du pH. 11 3°) Écrire les équations électroniques pour les couples Fe(III)/Fe(II) dans chaque domaine défini à la question précédente. Pour chaque couple, exprimer le potentiel selon la loi de Nernst puis donner l’expression du potentiel en fonction du pH (loi de type E=a + b.pH). 4°) La feuille jointe représente le diagramme « potentiel d’équilibre/pH » du fer aux nombres d’oxydation respectifs (+II) et (+III), diagramme établi à partir de concentrations initiales (à pH=0) en Fe2+ et Fe3+ respectivement égales à 10-1 mol.L-1. Compléter ce diagramme en indiquant les espèces prédominantes (Tracer les segments délimitant les zones de prédominances des espèces de même nombre d’oxydation). 5°) Déterminer les Fe(OH)3 sol/ Fe(OH)2 sol. potentiels normaux respectifs des couples Fe(OH)3 sol/Fe2+ et 6°) 6-1. On donne E° = 1,23 V/ENH. pour le couple O2 (gaz)/H2O (liq.) Tracer sur la même feuille l’évolution du potentiel en fonction du pH pour ce couple O2 (gaz)/H2O (liq.) , en prenant PO2= 1 bar. 6-2. Parmi les espèces impliquées dans le diagramme joint, laquelle (lesquelles) est (sont) spontanément oxydable(s) par le dioxygène ? Écrire la réaction d’oxydation pouvant se produire à pH=0 et calculer sa constante. 1,5 potentiel (V/ENH) 1,0 0,5 Diagramme E-pH du fer aux degrés +II et +III (E potentiel d’équilibre) 0,0 -0,5 -1,0 0 2 4 6 8 10 12 14 pH réponses : 1°) 2 ; 7 2°) pH<2 : b=0 2<pH<7 : b= -0,18 2+ pH>7 : b= -0,06 5°) Fe(OH)3(solide)/Fe = 1,07 V/ENH Fe(OH)3(solide)/ Fe(OH)2(solide).= 0,29 V/ENH 6°) 6-1 E=E° (O2 /H2O) – 0,06 pH 6-2 Fe2+ Fe(OH)2 K=1030,6 12
