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RAPPEL DU COURS I / La pile Daniell: La pile Daniell fait intervenir les couples rédox Zn2+ / Zn et Cu2+ / Cu dont le schéma est le suivant : lame de zinc
lame de cuivre
solution de ZnSO4 (C1)
solution de CuSO4 (C2)
Cette pile est symbolisée par : Zn l Zn2+ (C1) ll Cu2+ (C2) l Cu . L’équation chimique correspondante s’écrit alors : Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
II/ Variations de la f.e.m. d’une pile avec les concentrations: V
lame M1
lame M2
pont salin
solution contenant M1n+ (C1)
solution contenant M2n+ (C2)
Le symbole de cette pile est : M12+ (C1) l M1 ll M22+ (C2) l M2 . L’équation chimique associée s’écrit : M1 + M2n+ M1n+ + M2 . La f.é.m. E est définie comme étant la d.d.p. entre la borne de droite et la borne de gauche : E = Vborne droite - Vborne gauche ( en circuit ouvert ) Si la borne de droite est le pôle (+) : E > 0 . Si la borne de droite est le pôle (-) : E < 0 . L’expression de E est donnée par la formule suivante :
E = E° -
[M n + ] 0,06 0,06 ℓogπ π = E° ℓog 1n + n n [M ] 2
E° : f.é.m. standard ( f.é.m. lorsque π = 1 c.à.d. [M1n+] = [M2n+] ) n : nombre d’électrons mis en jeu . Lorsque la pile est usée ( ne débite plus de courant ) , on atteint l’équilibre dynamique : π = K et E = 0 ; n.E° 0,06 0,06 n.E° 0,06 ℓog K ⇒ ℓog K = E° ⇒ ℓog K = soit K = 10 D’où : 0 = E° n n 0,06
1
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III/ Comparaison des pouvoirs oxydants des couples rédox : 1°) Potentiel standard d’électrode d’un couple rédox : Pour déterminer le potentiel standard d’électrode d’un couple M2+ / M , on réalise la pile suivante : V
fil de platine
p
H2
Métal M
pont salin
H2 (g) = 1 bar
platine platiné solution acide [H3O+] = 1 moℓ.L-1 ( pH = 0 )
solution contenant Mn+ (1moℓ.L-1)
Pile permettant de mesurer le potentiel standard d’électrode E°( M2+ / M )
2°) Comparaison des pouvoirs oxydants ( ou réducteurs ) des couples rédox : Plus E°( Mn+ / M ) est grand , plus les cations Mn+ sont oxydants . Plus E°( Mn+ / M ) est faible , plus le métal M est réducteur . De deux couples rédox M12+ / M1 et M22+ / M2 , celui qui a le potentiel d’électrode standard le plus grand renferme l’oxydant le plus fort ( donc le réducteur le plus faible ) .
IV/ Détermination de la f.é.m. d’une pile et sens d’évolution: Soit le pile dont le schéma est le suivant : V
lame M1
lame M2
pont salin
solution contenant M1n+ (C1)
solution contenant M2n+ (C2)
Le symbole correspondant est : M1 l M12+ (C1) ll M22+ (C2) l M2 . L’équation chimique associée s’écrit : M1 + M2n+ E = E° -
1er cas
0,06 ℓog n
[ M1n + ] [ M2n + ]
M1n+ + M2
= E°( M22+ / M2 ) – E°( M12+ / M1 ) –
E > 0
C 0,06 ℓog 1 n C
2
2ème cas
E < 0
M2 pôle ( + ) . M1 pôle ( – ) .
M2 pôle ( – ) . M1 pôle ( + ) .
Le courant circule de M2 M1 . Les électrons circulent de M1 M2 . La réaction possible spontanément est la réaction directe .
Le courant circule de M1 M2 . Les électrons circulent de M2 M1 . La réaction possible spontanément est la réaction inverse . 2
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EXERCICE 1 ( Bac blanc 2000/2001 ancien régime ) On réalise les trois piles suivantes : Pile I : Sn | Sn2+ ( 0,1 moℓ.L-1 ) || Pb2+ ( 1 moℓ.L-1 ) | Pb . Pile II : Pt ( H2 ; p
H2
= 1 bar ) | H3O+ ( 1 moℓ.L-1 ) || Cu2+ ( 1 moℓ.L-1 ) | Cu .
Pile III : Cu | Cu2+ ( 1 moℓ.L-1 ) || Sn2+ ( 1 moℓ.L-1 ) | Sn . Toutes les piles sont à 25° C . Les f.é.m. des trois piles I , II et III sont respectivement : EI = + 0,04 V ; EII = + 0,35 V et EIII = - 0,49 V .
1°) Calculer les potentiels standard d’électrode de chaque couple rédox intervenant dans les différentes piles . Comparer les pouvoirs réducteurs de ces couples rédox .
2°) On relie les électrodes de la pile I par un fil conducteur . a) Ecrire l’équation de la réaction spontanée qui se produit . b) Calculer la constante d’équilibre relative à la réaction spontanée . c) Calculer les concentrations de Pb2+ et de Sn2+ quand la pile cesse de débiter du courant . Les solutions de gauche et de droite ont le même volume .
d) Quand la pile cesse de débiter du courant , on ajoute à la solution de Pb2+ une solution de soude . La f.é.m. n’est plus nulle . Expliquer le résultat obtenu et donner le signe de la nouvelle f.é.m. et en déduire le sens du courant qui circule dans le circuit extérieur .
Rép. Num.:1°) E°(Cu2+/Cu)=EII=0,35V ; E°(Sn2+/Sn)=EIII+E°(Cu2+/Cu)=-0,14V ; E°(Pb2+/Pb)=-0,13V ; 1
2°) a) EI>0⇒ Sn+Pb2+ d) Pb2++2OH-
Sn2++Pb ; b) K= 10 3 =2,15 ; c) [Pb2+]éq.=0,35moℓ.L-1 ; [Sn2+]éq.=0,75moℓ.L-1 ; Pb(OH)2 : E0⇒ Cd+Pb2+ 2°) a) E >0⇒ Cd+Pb2+
Cd2++Pb ; b) C= 10
-
2 3
Cd2++Pb ;
E°
=0,215moℓ.L-1 ; c) K= 10
0,03
=109 .
EXERCICE 10 ( Contrôle 2003 ancien régime ) On considère la pile dont le schéma est représenté sur la figure ci-dessous :
1°) a) Donner le symbole de la pile . b) Ecrire l'équation de la réaction chimique qui lui est associée .
Co 2+ Sn 2+
] ]
E = E( Sn2+ / Sn ) − E( Co2+ / Co ) = E°( Sn2+ / Sn ) – E°( Co2+ / Co ) − 0,03.ℓog
[ [
Dans les deux compartiments , les solutions ont le même volume , les concentrations initiales en ions Sn2+ et Co2+ sont égales à 0,1 moℓ.L-1 , et le température est maintenue à 25°C . La réaction de Nernst s'appliquant à cette pile est :
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2°) (K2) est maintenu ouvert . On ferme (K1) et à l'aide du voltmètre , on mesure la f.é.m. initiale Ej de la pile : Ej = V(Sn) − V(Co) = 0,14V . Où V(Sn ) est le potentiel de l'électrode (Sn) et V(Co ) est le potentiel de l'électrode (Co) . Déduire les polarités de la pile .
3°) On ferme (K2) . a) Ecrire l'équation de la demi-réaction qui se produit au niveau de chaque électrode et en déduire l'équation bilan de la réaction qui a lieu spontanément .
b) Calculer la constante d'équilibre relative à la réaction qui a eu lieu spontanément . 4°) Après une certaine durée de fonctionnement , la f.é.m. de la pile devient égale à 0,08 V . Déterminer les nouvelles valeurs des concentrations molaires [Co2+] et [Sn2+] .
Rép. Num.:1°) a) CoCo2+(0,1moℓ.L-1) ||Sn2+(0,1moℓ.L-1)Sn ; b) Co+Sn2+ 2+
2°) Sn(+) et Co(-) ; 3°) a) Co
-
2+
-
Co +2e ; Sn +2e
Co2++Sn ; Sn ; 3°) a) Co+Sn2+
Co2++Sn ;
E°
b) K= 10
0,03
=104,666≈4,64.104 ; 4°) [Sn2+]=0,002moℓ.L-1 ; [Co2+]=0,198moℓ.L-1 .
EXERCICE 11 ( Contrôle 2004 ancien régime ) On considère la pile représentée par la figure ci-dessous . Elle alimente un circuit extérieur comportant : un résistor de résistance R , un voltmètre (V) et deux interrupteurs (K1) et (K2) .
Sn 2 + Pb2 +
] ]
E = E°(Pb2+/ Pb) – E°(Sn2+/ Sn) – 0,03 log
[ [
Dans les deux compartiments la température est maintenue constante et égale à 25°C durant toute l'expérience et les deux solutions sont de même volume et de concentrations égales à : [Pb2+] = [Sn2+] = 10–2 moℓ.L–1 . L'équation de la réaction chimique associée est : Sn + Pb2+ Pb + Sn2+ La relation de Nernst s'appliquant à cette pile est :
où E est la force électromotrice de cette pile , E°(Pb2+/ Pb) = – 0,13 V est le potentiel standard rédox du couple (Pb2+/ Pb) et E°(Sn2+/ Sn) celui du couple (Sn2+/ Sn) .
1°) ( K1) fermé et (K2) ouvert . L'indication du voltmètre est telle que E = (VPb - VSn) = 0,01 V .
a) Préciser , en le justifiant , le pôle positif de la pile . b) Déduire la valeur de E°(Sn2+/ Sn) . 8
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2°) On ferme l'interrupteur (K2) . a) Indiquer le sens du courant électrique débité par la pile . b) Ecrire les deux demi-équations associées aux réactions se produisant au niveau de chaque électrode . En déduire l'équation de la réaction spontanée qui a lieu .
c) Déterminer la valeur du rapport
[Sn 2+ ] [Pb 2+ ]
lorsque la pile ne débite plus .
Rép. Num.:1°) a) E>0 ⇒ Pb(+) ; b) E°(Sn2+/Sn)=E°(Pb2+/Pb)–E°= –0,14V ; 2°) a) Courant : Pb→Sn ; b) Pb2++2e– c)
[Sn 2+ ] éq. [Pb 2+ ] éq.
=K= 10
E° 0,03
Pb ; Sn
Sn2++2e– ; Sn + Pb2+
Sn2++ Pb ;
1 3
= 10 =2,15 .
EXERCICE 12 ( Contrôle 2005 ancien régime ) On réalise , à 25°C , une pile constituée de deux demi-piles Pb2+/ Pb et Sn2+/ Sn reliées par un pont salin . Les concentrations initiales des ions Pb2+ et Sn2+ sont égales à 0,1 moℓ.L-1 et les deux solutions ont le même volume . L'électrode en Pb constitue le pôle positif de cette pile .
1°) Compléter le schéma de la figure ci-dessous , à remplir par le candidat et à remettre avec la copie , en remplissant chaque case vide par l'un des termes suivants : Pb2+ , Pb , Sn2+ , Sn et pont salin .
2°) On ferme l'interrupteur (K) . Au bout de quelques minutes l'électrode en Sn s’amincit . a) Noter sur le schéma de la figure ci-dessus , en le justifiant , le sens de déplacement des électrons dans le circuit extérieur .
b) En déduire la demi équation de la réaction qui se produit à chaque électrode . Ecrire l'équation bilan de la réaction spontanée qui se produit dans la pile .
3°) La f.é.m. de la pile à une date t est E = Vdroite - Vgauche = E° - 0,03ℓog
[Sn 2+ ] [Pb 2+ ]
.
Montrer que , lorsque la pile débite , sa f.é.m. diminue au cours du temps .
4°) A l'équilibre, le rapport des concentrations
[Sn 2+ ] [Pb 2+ ]
est égal à 2,15 .
a) Déterminer la f.é.m. standard E° de la pile . En déduire le potentiel standard du couple Sn2+/ Sn sachant que E°(Pb2+/ Pb) = – 0,13 V .
b) Calculer les concentrations des ions métalliques Pb2+ et Sn2+ à l'équilibre .
Rép. Num.:2°) a) e-:Sn→Pb; b) Lame de Sn: Sn Sn + Pb2+
Sn2++2e– ; lame de Pb: Pb2++2e–
Sn2++ Pb ; 3°) Au cours du temps [Sn2+] et[ Pb2+] ⇒ ℓog
Pb ;
[Sn 2+ ] [Pb 2+ ]
⇒ E ;
4°) a) E°(Sn2+/Sn)=-0,14V ;[Pb2+]éq.=0,064moℓ.L-1 ;[Sn2+]éq.=0,136 moℓ.L-1 . 9
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EXERCICE 13 ( Bac 2006 ancien régime ) Toutes les solutions aqueuses sont prises à 25°C .
1°) On réalise la pile (P1) constituée par une électrode normale à hydrogène , placée à gauche et la demi-pile en cobalt Co2+/Co placée à droite .
a) Compléter les indications (3) , (5) et (7) de la figure ci-dessous « à compléter et à remettre avec la copie » .
(5) : Dihydrogène
(4) : Fil de platine
sous une pression p = . . . bar
(7) : Solution aqueuse (S2)
(G)
d’acide chlorhydrique de concentration C2 = . . . moℓ.L-1
(3) : . . . . .
(1) : Electrode
......
en cobalt Co
(D) (2) : Solution aqueuse (S1) de
(6) : Platine platiné
sulfate de cobalt ( Co2+ + SO42- ) de concentration C1 = 1 moℓ.L-1
b) La mesure de la f.é.m. de cette pile donne E1 = VD – VG = - 0,28 V . Déterminer la valeur du potentiel normal rédox du couple Co2+/Co .
2°) Soit la pile (P2) symbolisée par Ni|Ni2+ (C1) || Co2+|Co où C1 est la concentration en ions Ni2+ , C2 est la concentration en ions Co2+ et Ni étant le métal nickel . La f.é.m. standard de cette pile est E°2 = - 0,02 V .
a) Ecrire l’équation de la réaction chimique associée à la pile (P2) . b) Dans le cas où C1 = 0,1 moℓ.L-1 et C2 = 0,01 moℓ.L-1 , calculer le f.é.m. initiale E2 de cette pile et écrire l’équation de la réaction chimique qui se produit spontanément lorsque la pile débite un courant .
Rép. Num.:1°) a) (3) : pont salin , (5) : p=bar ; b) E°(Co2+/Co)=-0,28V ; 2°) a) Ni + Co2+ 2+
b) E2=-0,05VK⇒sens inverse .
EXERCICE 16 ( Bac 2008 nouveau régime ) A la température de 25°C , on réalise une pile électrochimique mettant en jeu les deux couples rédox Ni2+/Ni et Zn2+/Zn . L’équation chimique associée à la pile est la suivante : Zn(sd) + Ni2+
Zn2+ + Ni(sd)
Les solutions contenues dans les deux compartiments ont la même concentration molaire et le même volume . On suppose que , pendant la durée de fonctionnement de la pile , il n’ya ni changement de volume ni risque d’épuisement des électrodes .
1°) a) Compléter le schéma de la pile de la figure ci-dessous « à remplir par le candidat et à remettre avec la copie » avec chacune des expressions suivantes : électrode de zinc ; pont salin ; solution aqueuse de sulfate de zinc ; solution aqueuse de sulfate de nickel .
b) Expliquer le rôle du pont salin . 11
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Dipôle récepteur A
................... Interrupteur
...................
Electrode de nickel
...................
...................
2°) L’interrupteur étant ouvert , on relie les deux électrodes à un voltmètre de très grande résistance . Celui-ci indique une tension U = Vb Ni – Vb Zn = 0,5 V . Préciser , en justifiant la réponse , la borne positive de la pile .
3°) Sachant que
le couple Zn /Zn .
potentiel
standard
du
couple
Ni2+/Ni est E° = -0,26V , déterminer celui du
2+
4°) L’interrupteur étant fermé : a) Indiquer le sens de circulation du courant dans le circuit extérieur . b) Ecrire les équations des transformations qui se produisent au niveau des électrodes et en déduire l’équation de la réaction qui a lieu .
Rép. Num.:2°) E=Vb(droite)-Vb(gauche)=Vb(Ni)-Vb(Zn)>0⇒Ni(+) ; 3°) E°(Zn2+/Zn)=E°(Ni2+/Ni)-E°=-0,76V ; 4°) a)i :Ni→Zn ; b) Zn
Zn2++2e- ; Ni2++2e-
Ni ; Zn+Ni2+
Zn2++Ni .
EXERCICE 17 ( Bac 2008 section info nouveau régime ) Une pile électrochimique est constituée de deux demi-piles (A) et (B) communicant à l’aide d’un pont salin . - La demi-pile (A) est constituée d’une lame de cuivre Cu , bien décapée , plongée dans une solution de sulfate de cuivre II de volume V = 100 mL . - La demi-pile (B) est constituée d’une lame de zinc Zn , également bien décapée , plongée dans une solution de sulfate de zinc II de même volume . Cette pile est représentée par le symbole suivant : Cu | Cu2+ (0,1 moℓ.L-1) || Zn2+ (0,1 moℓ.L-1) | Zn .
1°) Représenter , avec toutes les indications utiles , cette pile par un schéma ; 2°) Lorsque la pile ne débite aucun courant , un voltmètre est branché à ses bornes indique une différence de potentiel (d.d.p.) : Vb Zn – Vb Cu = -1,10V .
a) Que représente cette d.d.p. ? b) Préciser , en le justifiant , la polarité des bornes de cette pile . 3°) La pile débite maintenant un courant électrique dans un circuit extérieur . a) Ecrire les équations des transformations chimiques qui se produisent au niveau des électrodes de la pile au cours de son fonctionnement .
b) Donner l’équation de la réaction qui se produit spontanément dans la pile . 4°) Après une durée de fonctionnement , la masse du métal déposé sur l’une des deux lames est m = 571,5 mg . On suppose que durant le fonctionnement de la pile , aucune des lames ne disparaisse et que les volumes des solutions restent constants :
a) Préciser , en le justifiant , le métal déposé ( cuivre ou zinc ) . 12
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b) Calculer la concentration des ions Cu2+ dans la solution de sulfate de cuivre II après cette durée de fonctionnement . On donne la masse molaire atomique du cuivre MCu = 63,5 g.mol-1 .
Rép. Num.:2°) a) f.é.m. standard E° b) Cu2++2e-
Cu ; Zn 4°) a) Métal :cuivre ; b) [Cu ]f= 0,01moℓ.L-1 .
Zn2++2e- ; Ni ; Zn+Cu2+
Zn2++Cu ;
2+
EXERCICE 18 ( Bac 2009 nouveau régime ) On réalise à 25°C , une pile électrochimique (P) à laquelle est associée l’équation : Ni + Co2+
(1) (2)
Ni2+ + Co
1°) Schématiser la pile (P) et donner son symbole . 2°) L’ayant fermée sur un circuit extérieur , la pile (P) devient usée lorsque les concentrations en Ni2+ et en Co2+ deviennent respectivement égales 24,3.10-3 moℓ.L-1 et à 0,113 moℓ.L-1 .
a) Calculer la constante d’équilibre relative à la réaction (1) et en déduire la valeur de celle relative à la réaction (2) .
b) Calculer la force électromotrice normale E° de la pile (P) et comparer les pouvoirs réducteurs du nickel Ni et du cobalt Co .
c) Sachant que les concentrations initiales en Ni2+ et en Co2+ sont égales , déterminer parmi les réactions (1) et (2) celle qui a rendu la pile usée .
3°) En réalité , la mesure de la tension à vide (VCo – VNi) aux bornes de la pile (P) donne la valeur U0 = 0,01 V . Les volumes des solutions dans les deux compartiments de la pile sont égaux .
a) Montrer que c ’est la réaction (1) qui se produit spontanément et en déduire que les concentrations initiales [Ni2+]0 et [Co2+]0 sont telles que [Ni2+]0 < [Co2+]0 .
b) Dresser le tableau d’avancement relatif à ce système et en déduire que l’avancement volumique final yf et la concentration finale [Ni2+]f sont tels que : [Ni2+]f ≈ 2,06.yf .
c) Sachant que [Ni2+]f = 24.10-3 moℓ.L-1 , déterminer les concentrations initiales [Ni2+]0 et [Co2+]0 .
Rép. Num.:1°) NiNi2+ ||Co2+Co ; 2°) a) K1=
[ Ni 2 + ]éq [Co
2+
]
=0,215 ; K2=
1 K1
=4,65 ; b) E°=0,03 ℓogK1=-0,02V ; Co plus
réd. que Ni ; c) Ei=E°0⇒ réac. (1) possible spont. ; c) [Ni2+]0=12,35.10-3moℓ.L-1 ; [Co2+]0=123,5.10-3moℓ.L-1 .
EXERCICE 19 ( Bac 2010 nouveau régime ) On réalise , à la température de 25°C , la pile électrochimique (P) symbolisée par : Co | Co2+ (10-3 moℓ.L-1) || Ni2+ (10-2 moℓ.L-1) | Ni . On donne le potentiel standard du couple Co2+/Co est E°( Co2+/Co) = -0,28 V . La mesure de la valeur de la f.é.m. initiale ( force électromotrice ) de cette pile donne E = 0,05 V .
1°) a) Ecrire l’équation de la réaction chimique associée à cette pile . b) Déterminer la valeur de la force électromotrice standard E° de la pile (P) et en déduire celle du potentiel standard du couple Ni2+/Ni .
c) Ecrire , en le justifiant , l’équation de la réaction spontanée qui se produit en circuit fermé . 13
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2°) Après une certaine durée de fonctionnement , la pile cesse de débiter du courant dans le circuit extérieur . On suppose que les volumes des solutions contenues dans les deux compartiments de la pile sont égaux et restent inchangés au cours de la réaction . De plus , aucune des deux électrodes ne disparaît .
a) Déterminer la valeur de la constante d’équilibre K relative à l’équation de la réaction possible spontanément .
b) Dresser le tableau d’avancement volumique y du système chimique en précisant les valeurs des concentrations molaires en ions Ni2+ et Co2+ à l’équilibre .
3°) A partir de l’état d’équilibre , on double , par ajout de l’eau distillée , le volume de la solution contenant les ions Ni2+ .
a) Calculer la nouvelle valeur de la f.é.m. de la pile (P) , juste après la dilution . b) En déduire l’effet de cette dilution sur le déplacement de l’équilibre chimique dans (P) .
Rép. Num.:1°) a) Co + Ni2+
Co2++ Ni ; [Co 2+ ]
b) E°=E+0,03ℓog
2°) a) K= 10
E° 0,03
[ Ni 2+ ]
=0,02V ; E°(Ni2+/Ni)=E°+E°(Co2+/Co)=-0,26V ; c) Co+Ni2+
Co2++Ni ;
=4,64 ; [Ni2+]éq.=1,95.10-3moℓ.L-1 ;[Co2+]éq.=9,00.10-3 moℓ.L-1 .
3°) a) [Ni2+]=0,975.10-3moℓ.L-1 ;[Co2+]éq.=9,00.10-3 moℓ.L-1⇒ E’=-9,02mV ; c) Ni+Co2+
Ni2++Co .
EXERCICE 20 ( Contrôle 2010 nouveau régime ) On réalise , à la température de 25°C , la pile électrochimique (P) symbolisée par : Pb | Pb2+ (C1) || Sn2+ (C2) | Sn .
1°) a) Ecrire l’équation de la réaction chimique associée à la pile (P) . b) Compléter le schéma de la pile (P) , objet de la figure ci-dessous « à remplir par le candidat et à remettre avec la copie » .
Electrode en . . . . . . .
Solution contenant des ions . . . . . . . . . . . . . . . . .
.....................
Electrode en . . . . . . .
Solution contenant des ions . . . . . . . . . . . . . . . . .
2°) a) Calculer la valeur de la f.é.m. ( force électromotrice ) standard E° de la pile (P) sachant que les potentiels standards d’électrodes des couples Pb2+/Pb et Sn2+/Sn sont respectivement E°( Pb2+/Pb) = -0,13 V et E°( Sn2+/Sn) = -0,14 V .
b) Donner l’expression de la f.é.m. E de la pile (P) en fonction de la f.é.m. standard E° et des concentrations C1 et C2 .
c) En déduire la valeur de la constante d’équilibre K de la réaction spontanée qui se produit dans la pile (P) en circuit fermé .
14
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3°) a) Calculer la valeur initiale de la f.é.m. E de la pile (P) dans le cas où les concentrations initiales en ions Pb2+ et Sn2+ ont respectivement les valeurs C1 = 1,0 moℓ.L-1 et C2 = 0,1 moℓ.L-1 .
b) Ecrire dans ce cas , en le justifiant , les équations des transformations qui se produisent au niveau des électrodes de (P) lorsque le circuit est fermé . En déduire l’équation de la réaction bilan .
4°) Après un certain temps de fonctionnement , la f.é.m. E de la pile s’annule . Déterminer : a) L’avancement volumique final yf de la réaction bilan dans la pile . b) Les valeurs des concentrations finales des solutions en ions Pb2+ et Sn2+ , notées respectivement C1’ et C2’ . On suppose que les volumes des solutions contenues dans les deux compartiments de la pile (P) sont égaux et restent inchangés au cours de la réaction . De plus , aucune des deux électrodes ne disparaît au cours de la réaction .
Rép. Num.:1°) a) Pb + Sn2+
Pb2++Sn ; b) Pb ; Pb2+ ; pont salin ; Sn ; Sn2+ ; [Pb 2+ ]
2°) a) E°=-0,01V ; b) E=E°-0,03ℓog
3°) a)
C1
[Sn 2 + ]
= E°-0,03ℓog
C1
; c) K= 10
E° 0,03
=0,464 ;
C2
=10⇒E=-0,04V ; b) Electrode de Pb : Pb2++2e-
Pb ; électrode de Sn : Sn
Sn2++2e- ;
C2 Eq. bilan : Sn + Pb2+
Sn2++Pb ; 3°) a) K=
C1 - y f
⇒yf=0,65 moℓ.L-1 ;
C2 + yf b) C1’=C1-yf=0,35moℓ.L-1 ; C2’=C2+yf=0,75moℓ.L-1 .
15
