Lithium et équations redox

[Yomy99]

Bonjour,
Je rencontre un soucis avec cet exercice.

Zone de virage de la phénolphtaléine : àpH < 10 : incolore ; àpH > 10 : rose
Potentiels standard à298 K et pH = 0
E°(Li+/Li(s)) = -3,04 V
E°(O2(g)/H2O) = +1,23 V
E(H+/H2(g)) = 0,00 V
Dans un cristallisoir rempli d'eau, on introduit quelques gouttes de phénolphtaléine. On place ensuite un petit morceau de lithium solide Li0(s) sur l'eau. On observe un dégagement gazeux abondant et le rosissement de la solution. Au bout d'un certain temps, le morceau de lithium a disparu.

9)Justifier à l'aide des potentiels standard donnés la nature du dégagement gazeux produit dans l’expérience et écrire la réaction (1) complète correspondante.(cœfficient stœchiométrique =1 pour Li(s))
10)Calculer la valeur de la constante thermodynamique (K°1) de cette réaction. Conclure.

Je sais que la réaction est Li(s)+H2O→LiOH(aq)+1/2 H2(g) mais je ne sais pas comment aboutir à ça par les couples redox et dont les potentiels standards vont me permettre de calculer la constante thermodynamique avec K=exp(nFE°/RT). Je suppose que je dois utiliser Li+/Li(s) et H+/H2(g)) mais j'aurai pas de OH- pour justifier la couleur rose.


Le lithium métallique réagit avec le dioxygène gazeux de l'air pour donner l’oxyde de lithium solide Li2O(s). Pour toute la suite, on se placera àune température de 298 K.
12) Écrire l’équation-bilan de cette réaction (2). (avec un cœfficient stœchiométrique de 1 pour Li2O(s))
13)*Calculer la valeur de la constante thermodynamique (K°2) de cette réaction. Conclure.

Le même problème ici avec 2Li+1/2 O2→Li2O si j'utilise Li+/Li(s) et O2(g)/H2O ceci donne 4Li +O2+4H+=4Li++2H2O sans le Li2O

Merci d'avance pour votre aide
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[gts2]

Bonjour,

Je sais que la réaction est Li(s)+H₂O→LiOH(aq)+1/2 H₂(g)

Non, pour la bonne raison que LiOH(aq) n'existe pas, c'est plutôt Li(s)+H₂O→Li⁺+HO^-+1/2 H₂(g) avec apparition de HO- et réaction dans laquelle vous reconnaissez vos couples qui vont vous permettre de calculer K.

Le même problème ici avec 2Li+1/2 O₂→Li₂O

Il est clair que sans renseignement thermodynamique sur Li₂O, on ne peut calculer K.

[Yomy99]

Bonjour,
Je vous remercie pour votre retour.

Pour la deuxième question je viens de me rendre compte que les enthalpies et entropies standards de la réaction ont été fournies donc je pourrai calculer ΔG°=ΔH°−TΔS° et utiliser K=exp(-ΔG°/RT) mais pour la première question je ne suis pas sure comment calculer K étant donné que le potentiel standard de H2O/OH- n'a pas été fourni. On trouve seulement E°(O2(g)/H2O) = +1,23 V et E°(H+/H2(g)) = 0,00 V.

[gts2]

Deux solutions :
1- vous calculez le potentiel du couple HO^-/H₂ à partir de celui de H⁺/H₂ et de H₂O = H⁺ + HO^-
2- vous calculez K de Li + H⁺ = Li⁺ + 1/2 H₂ et vous en déduisez le K de Li + H₂O = Li⁺ + HO^- + 1/2 H₂ à l'aide de H₂O = H⁺ + HO^-

[A voir en vidéo sur Futura]

[Yomy99]

Je ne suis pas sure comment calculer le potentiel standard du couple HO-/H2 à partir de celui de H+/H2 et de H2O = H+ + HO-. J'ai fait quelques tentatives mais je ne trouve pas de points communs pour trouver la valeur du potentiel.

[gts2]

Méthode 1 : écrire la formule de Nernst pour H₂O/H₂ et pour H+/H₂
Méthode 2 : écrire la relation entre les trois équations H₂O = 1/2 H₂ + HO- (1) ; H+ +e- = 1/2 H₂ (2) ; H₂O = H+ + HO- (3) ; faire la combinaison linéaire des ΔG⁰, traduire les ΔG⁰ en E⁰ et K.

Excusez-moi, faute d'inattention, le couple est H₂O/H₂