EXERCICES SUR FORMULE DE NERNST
EXERCICE 1 :
Définir clairement les couples, écrire les demi-équations électroniques, donner les expressions
littérales puis calculer les potentiels E, à 25°C, pour les systèmes suivants :
1. Dihydrogène à la pression p = 1 bar et solution acide à pH = 3
2. Lame de fer plongeant dans une solution de sulfate de fer II de concentration :
2.a. c1 = 0,1 mol.L-1
2.b. c2 = 10-4 mol.L-1
3. Lame de cuivre plongeant dans une solution de chlorure de cuivre de concentration
10–2 mol.L-1
4. Fil de platine plongeant dans une solution de sulfate de fer II de concentration 10–1 mol.L-1
et de sulfate de fer III de concentration 10–3 mol.L-1
5. Fil de platine plongeant dans une solution acide contenant des ions permanganate MnO4– et
Mn2+ en quantité égale, si :
5.a. pH = 0
5.b. pH = 7
EXERCICE 2 :
1. Tracer le diagramme potentiel – pH : E = f(pH) des couples suivants H+aq/H2 et O2/H2O
2. Définir ce qu’on appelle le domaine de stabilité de l’eau :
EXERCICE 3 : Soit le couple Ag+/Ag Eo = + 0,80 V
1. Ecrire l’équation définissant le couple Ag+/Ag.
2. Montrer que le pouvoir oxydant de Ag+ dépend de la concentration [ ]
Ag+ en calculant
l’expression du potentiel E avec la formule de Nernst.
3. Calculer numériquement E si :
3.1. [ ]
Ag+ = 10–2 mol.L-1
3.2. [ ]
Ag+ = 5. 10–8 mol.L-1
EXERCICE 4 : Soient les couples SO4 2– / HSO3– Eo1 = + 0,12 V
Pb 2+ / Pb Eo2 = – 0,13 V
On part d’une solution contenant l’ion hydrogénosulfite HSO3– , de concentration
[ ]
HSO3–= 5 . 10 –3 mol.L–1 et on souhaite réduire les ions Pb 2+ .
1. En comparant les potentiels standards Eo1 et Eo2 , la réaction vous semble-t-elle possible ?
2. La concentration des ions Pb2+ vaut [ ]
Pb2+ = 5 . 10–4 mol.L–1 . Donner l’expression , puis la
valeur numérique du potentiel rédox E2 .
3. En raisonnant sur une concentration [ ]
SO42– = 10 . [ ]
HSO3– , donner l’expression du potentiel
rédox E1 en fonction du pH .
3.1. Pour quelles valeur limite du pH la réaction entre HSO3– et Pb2+ devient-elle possible ?
3.2. Pour être sûr que la réaction soit totale entre HSO3- et Sn 2+ , il faut que les valeurs de
E1 et E2 soient telles que ∆E > 0,3 V . Calculer la valeur limite du pH qui permet de
vérifier cette condition.
4. Ecrire les 2 demi-équations électroniques et l’équation bilan de la réaction redox .
EXERCICE 5 :
1. On veut faire réagir l’ion nitrate NO3– ( c = 0,1 mol.L–1) en milieu acide ( pH = 3 )sur de
l’argent métallique Ag . La réaction est-elle possible ?
2. Même question en prenant du cuivre métallique Cu . On fait réagir un volume V = 500 mL de
solution avec le cuivre . Calculer la masse m de cuivre consommée et le volume Vg de gaz NO
qui apparaît.
