Bonjour !
Je suis actuellement en train de me bouffer de la chimie réactionnelle pendant le confinement et je suis tombé sur un exercice de rédox avec la réponse finale donnée, malheureusement je n'obtiens pas la réponse correcte.
L'énoncé me dit :
Une électrode constituée de mercure est mise en contact avec une bouillie de sulfate mercureux et d'eau. Le potentiel de cette électrode normale d'hydrogène est de +0.70V. Que vaut le potentiel standard du système sachant que le produit de solubilité du sulfate mercureux est de 10^(-6,3) ?
Mon raisonnement :
La demi équation à la cathode :
Le potentiel d'une électrode vaut, et c'est une formule facilement démontrable à partir de la relation du potentiel électrochimique de Nernst :
et à 25 degrés centigrades,
L'autre borne de l'électrode, étant l'électrode de référence, a un potentiel standard nul et par ailleurs, sa normalité est unitaire et donc approximons son activité à l'unité également, ce qui nous donne un potentiel nul. La différence de potentiel électrochimique entre les deux électrodes est bien le U de l'équation ci-dessus et dans l'énoncé, il vaut 0.7V.
Aussi, nous avons le produit de solubilité de la réaction suivante :
Donc, par définition,
Si je calcule, ainsi,
Seulement, la réponse indique U = 0.794V.
Peut-être que cela est dû à l'approximation que j'ai faite en considérant l'électrode normale d'hydrogène comme l'électrode standard d'hydrogène ? SI c'est le cas, je ne sais pas comment lever cette approximation. L'erreur est-elle ailleurs ?
Merci d'avance pour vos réponses.
-----