Pourquoi mon prof écrit la demi réaction de réduction sous cette forme repost

[Marius1213]

Je reposte ma question car je n’avais pas donné assez de contexte :

Notre professeur a utilisé l’exemple de la dissolution du sel AgCl pour nous montrer qu’on pouvait déterminer la constante de solubilité autrement qu’en utilisant la formule Ksp = activité des produits/activité des réactifs (avec la concentration comme activité)

En effet,
il nous a montré qu’on pouvait utiliser les demi réactions de réduction et d’oxydation ainsi que les valeurs de leur potentiel standard associés (valeurs qui nous sont données).
Pour ensuite déterminer le potentiel standard de la réaction globale et ensuite de pouvoir dresser une égalité avec ce potentiel standard de la réaction globale et de pouvoir finalement déterminer la valeur de Ksp.

Ma question est :

Pourquoi est ce que la demi réaction de réduction de Cl est écrite avec le Ag alors que la demi réaction d’oxydation de Ag est, elle, seule en écrite avec Ag, je ne comprends pas.


Voici la slide en question pour du contexte encore plus clair…



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[gts2]

Bonjour,

A mon avis (mais ce n'est qu'un avis) écrire les deux réactions dans le même sens est plus clair :
(1) Ag -> Ag⁺ + e^- ; (E Nernst facilement déterminable si on connait la quantité disons d'AgNO₃ introduite donc (Ag⁺))
mais en présence de Cl^-, Ag⁺ précipite, donc l'argent à l'état I est plus raisonnablement représenté par AgCl qui lui est bien présent contrairement à Ag⁺ qui est en quantité négligeable, soit :
(2) Ag + Cl^- -> AgCl + e^- (E Nernst facilement déterminable si on connait la quantité disons de KCl introduite donc de Cl^-)

La différence entre ces deux réactions concernant le même couple Ag(0) / Ag(I) est la précipitation, on peut donc imaginer que la différence des E⁰ soit liée au Ks.

Par contre je ne comprends pas à l'équilibre E=0 ?!?
Ni le potentiel d'une réaction de précipitation ?!?

[jeanne08]

Je ne comprends pas tout ce qui a été écrit par le prof ... je vais ajouter les remarques suivantes :
- on peut écrire un couple redox dans le sens qu'on veut mais on applique la formule de Nernst en mettant au numérateur ce qui est du "coté de l'oxydant"
- on indique bien en indice ce qui n'est pas en solution .... en particulier les solides ( par un s en indice) car l'activité d'un solide est 1 alors que l'activité d'une espèce en solution est sa concentration ( en mol/L)
- on fait attention aux charges ... Cl- n'est pas Cl
- on n'appelle pas tout E° ...

donc AgCls +e- = Ags + Cl- E = 0,222 +0,059 log 1/(Cl-)
et Ag+ + e- = Ags E = 0,799+0,059 log (Ag+)

Si on a en équilibre AgCl s et Ags et des Cl- les deux couples redox sont au même potentiel
donc 0,222 +0,059 log 1/(Cl-) = 0,799+0,059 log(Ag+) et le produit de solubilité est vérifié ... 0,222-0,799 = 0,059 log (Ag+)(Cl-)

[gts2]

Sinon, autre présentation : détermination expérimentale de Ks : une pile avec deux électrodes Ag, l'une (1) plongeant dans AgNO3 l'autre (2) dans KCl avec une goutte de AgNO3.

On mesure la fem de la pile, pour obtenir Ks, on écrit E dans chaque compartiment et comme Ag+ n'est pas connu pour E2, on introduit Ks et Cl-, si vous regardez l'expression de E2, vous venez de faire apparaitre le couple Ag/AgCl

[A voir en vidéo sur Futura]

[Marius1213]

Merci pour votre réponse !

A l’équilibre E= 0
Car : à l’équilibre DeltaG = 0
Et, DeltaG = - n * F * E

[Marius1213]

Merci à vous deux pour vos réponses mais du coup je ne penses pas avoir bien compris, j’essaie de comprendre dans quel cas de mesure je dois écrire une demi réaction avec un autre élément (comme : AgCl + e —> Ag+ Cl-) ou quand je ne dois pas le faire (comme Ag+ + e —> Ag), à quoi dois-je être attentif pour être sur d’écrire une demi réaction de la manière correcte ?

Cl + e —> Cl-

Cette écriture de la demi réaction d’oxydation du chlore serait donc fausse c’est ça ? Car c’est comme ça que je l’aurai écrite, mais je ne sais pas ce qui serait fondamentalement faux…

[gts2]

A l’équilibre E= 0
Car : à l’équilibre DeltaG = 0
Et, DeltaG = - n * F * E

marche pour les demi équations
(avec e, fem différente de E, potentiel) fonctionne pour les réactions globales de pile
Votre équation n'est ni une demi équation ni une équation de pile...

[gts2]

J’essaie de comprendre dans quel cas de mesure je dois écrire une demi réaction avec un autre élément (comme : AgCl + e —> Ag+ Cl-) ou quand je ne dois pas le faire (comme Ag+ + e —> Ag), à quoi dois-je être attentif pour être sur d’écrire une demi réaction de la manière correcte ?

Aux espèces présentes : en présence de Cl- il n'y a (presque) pas de Ag+ mais par contre il y a du AgCl.
Ce n'est pas lié à la redox : on écrit les réactions chimiques de manière générale avec les espèces présentes.

Cl + e —> Cl-

Clairement faux en vertu de la règle ci-dessus : on écrit les réactions chimiques avec des espèces existantes, or du Cl (chlore atomique), c'est rare.
Dèjà signalé : l'état usuel du chlore est Cl₂.

[jeanne08]

bonjour,

- pour ce qui concerne le chlore Cl atomique n'existe pas habituellement. Le chlore, corps simple existe sous forme Cl2 et le couple redox qui le fait intervenir est Cl2 +2e- = 2 Cl-

- reactions redox faisant intervenir Ag+ :
On va écrire , en général le couple redox principal.
Si on met une électrode d'argent en présente de Ag+ ( nitrate d'argent par exemple ) on écrira le couple Ag++ e- = Ags
Si on met une électrode d'argent en présence d'une suspension de AgClsolide ( très peu soluble) on prefèrera l'écriture AgCls +e- = Ags +Cl-
Dans ce deuxième cas on aura aussi , a cause de la petite dissolution de AgCls, le couple Ag+ +e- = Ags et les deux couples présents seront au même potentiel à l'équilibre ( attention ce potentiel commun n'est pas les E° )

Bien retenir , pour tout mélange a l'équilibre contenant plusieurs couples redox , les couples redox sont au même potentiel