Oxydation du dioxyde de soufre par l'ozone

[invite1bf22c0f]

Bonjour (ou bonsoir) !

J'ai un peu de mal sur un petit exercice d'oxydoréduction:

On me demande d'écrire le bilan de réaction de l'oxydation du dioxyde de soufre hydraté SO₂ (aq) par
l’ozone aqueux O₃(aq) puis de calculer la constante d'équilibre de cette réaction.

L'énoncé annonce que l'oxydation du dioxyde de soufre en phase aqueuse conduit à la formation d'acide sulfurique H₂S0₄.
Donc j'en déduit les ¹/₂ redox:

O₃+2H⁺+2e^-=O₂+H₂O
SO₂+2H₂O=H₂SO₄+2H⁺+2e^-

Et donc l'équation bilan:
O₃+SO₂+H₂O=O₂+H₂S0₄

Mais là où ça coince, c'est pour la constante d'équilibre.

Je ne dispose que des potentiels standard à 298K:

E₁°(SO₄^2–/SO₂(aq)) = 0,17 V
E₂°(O₃(aq) / O₂(g)) = 2,13 V
E₃°(H₂O₂(aq) / H2O) = 1,77 V

On sait aussi que H₂S0₄ est considéré comme un diacide fort.

Je comptais utiliser la relation Δ_rG°=-nFΔE°=-RTlnK° mais je ne dispose pas de E° du couple H₂SO₄/SO₂. Il y a t-il un autre moyen (peut-être de retrouver ce potentiel différemment ?) ?

Merci d'avance !
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[moco]

En solution aqueuse H2SO4 n'existe pas. Il est dissocié. Donc le potentiel que tu cherches est celui que tu appelles E°1 et qui vaut 0.17 V.

[invite1bf22c0f]

Je me sens idiote de ne pas avoir réalisé qu'en milieu aqueux H₂SO₄ se dissocie en H⁺ et SO₄^2-

Merci beaucoup !