QCM : Diagrammes potentiel-pH et électrochimie — 19 questions

Questions et réponses du QCM

1. Que représente principalement un diagramme potentiel-pH dans le plan (E,pH)\left(E,\mathrm{pH}\right) ?

Les variations de concentration des protons au cours d’une réaction
Les vitesses de réaction des espèces selon la température et la pression
Les domaines de prédominance des espèces et d’existence des précipités
Les valeurs de conductivité des solutions contenant l’élément étudié

Les domaines de prédominance des espèces et d’existence des précipités

Explication

Ce diagramme thermodynamique délimite les domaines où les différentes espèces prédominent et ceux où des précipités peuvent exister. Il ne prédit pas directement la vitesse des réactions, qui relève de la cinétique.

2. Dans l’interprétation d’un diagramme potentiel-pH, quelle grandeur commande principalement les échanges de protons ?

Le pH
La force ionique
Le potentiel redox
La température

Le pH

Explication

Le pH est associé aux échanges de protons, tandis que le potentiel redox décrit les échanges d’électrons. Confondre ces deux rôles conduit à attribuer au potentiel redox le contrôle des réactions acido-basiques.

3. Quelle demi-équation décrit correctement un couple redox formé d’un oxydant et de son réducteur conjugué ?

Red+n H2O⇌Ox\mathrm{Red}+n\,\mathrm{H_2O}\rightleftharpoons\mathrm{Ox}
Ox+n e−⇌Red\mathrm{Ox}+n\,e^-\rightleftharpoons\mathrm{Red}
Ox+n H+⇌Red\mathrm{Ox}+n\,\mathrm{H^+}\rightleftharpoons\mathrm{Red}
Red+n e−⇌Ox\mathrm{Red}+n\,e^-\rightleftharpoons\mathrm{Ox}

$$\mathrm{Ox}+n\,e^-\rightleftharpoons\mathrm{Red}$$

Explication

Dans un couple redox, l’oxydant se réduit en captant nn électrons pour former le réducteur conjugué. L’écriture inverse ne correspond pas à la convention demandée pour présenter le couple oxydant-réducteur.

4. Quel énoncé décrit correctement une cellule électrochimique ?

Elle comporte deux électrodes reliées par une ou deux solutions conductrices
Elle comporte une électrode isolée dans une solution dépourvue d’ions mobiles
Elle associe deux solutions séparées par une membrane qui bloque tout échange ionique
Elle utilise deux métaux en contact direct sans milieu conducteur entre eux

Elle comporte deux électrodes reliées par une ou deux solutions conductrices

Explication

Une cellule électrochimique comprend deux électrodes plongées dans une même solution conductrice ou dans deux solutions reliées par une jonction électrolytique. Une séparation qui bloque tout échange ionique empêcherait le fonctionnement électrochimique décrit.

5. Dans une cellule électrochimique, que se produit-il à l’anode et à la cathode ?

La réduction a lieu à l’anode et l’oxydation à la cathode
L’oxydation a lieu dans la solution et la réduction dans la jonction
L’oxydation et la réduction ont lieu simultanément à chaque électrode
L’oxydation a lieu à l’anode et la réduction à la cathode

L’oxydation a lieu à l’anode et la réduction à la cathode

Explication

L’anode est définie comme le siège de l’oxydation, tandis que la cathode est le siège de la réduction. La nature positive ou négative de l’électrode peut varier selon le type de cellule, mais cette distinction réactionnelle reste valable.

6. Pour le couple αOx+ne−+mH+⇌βRed+qH2O\alpha\mathrm{Ox}+ne^-+m\mathrm{H^+}\rightleftharpoons\beta\mathrm{Red}+q\mathrm{H_2O}, quelle expression correspond à la loi de Nernst ?

E=E∘+nFRTln⁡(aOxαaH+maRedβaH2Oq)E=E^\circ+\frac{nF}{RT}\ln\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}^\alpha a_{\mathrm{H^+}}^m}{a_{\mathrm{Red}}^\beta a_{\mathrm{H_2O}}^q}\right)
E=E∘+RTnFln⁡(aOxαaRedβaH+maH2Oq)E=E^\circ+\frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}^\alpha a_{\mathrm{Red}}^\beta}{a_{\mathrm{H^+}}^m a_{\mathrm{H_2O}}^q}\right)
E=E∘+RTnFln⁡(aRedβaH2OqaOxαaH+m)E=E^\circ+\frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{a_{\mathrm{Red}}^\beta a_{\mathrm{H_2O}}^q}{a_{\mathrm{Ox}}^\alpha a_{\mathrm{H^+}}^m}\right)
E=E∘+RTnFln⁡(aOxαaH+maRedβaH2Oq)E=E^\circ+\frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}^\alpha a_{\mathrm{H^+}}^m}{a_{\mathrm{Red}}^\beta a_{\mathrm{H_2O}}^q}\right)

$$E=E^\circ+\frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}^\alpha a_{\mathrm{H^+}}^m}{a_{\mathrm{Red}}^\beta a_{\mathrm{H_2O}}^q}\right)$$

Explication

La loi de Nernst place les activités des réactifs de la demi-réaction au numérateur et celles des produits au dénominateur, avec le facteur RTnF\frac{RT}{nF}. Inverser le quotient ou celui de température et de charge modifierait le potentiel prédit.

7. Dans une précipitation, quelle situation correspond à une solution non saturée ?

Q=0Q=0 avec un précipité présent
Q<KsQ<K_s
Q>KsQ>K_s
Q=KsQ=K_s

$$Q<K_s$$

Explication

Une solution est non saturée lorsque le quotient ionique vérifie Q<KsQ<K_s. La condition Q=KsQ=K_s correspond à l’équilibre de précipitation, et non à une solution non saturée.

8. Quelle caractéristique permet d’identifier une frontière verticale dans un diagramme E-pH ?

Elle traduit une réaction redox dont le potentiel varie avec la pression gazeuse.
Elle traduit un échange simultané de protons et d’électrons avec une pente négative.
Elle traduit une réaction sans échange d’électrons et se situe à pH constant.
Elle traduit un échange d’électrons sans échange de protons et se situe à potentiel constant.

Elle traduit une réaction sans échange d’électrons et se situe à pH constant.

Explication

Une frontière verticale correspond à une réaction acido-basique ou de précipitation sans échange d’électrons, donc elle est définie à pH constant. La frontière horizontale, en revanche, caractérise un échange d’électrons sans échange de protons à potentiel constant.

9. Dans un diagramme E-pH, quelle situation correspond à une frontière horizontale ?

Une précipitation sans échange d’électrons à pH constant.
Une dissolution acide dont le potentiel varie selon la concentration.
Un échange d’électrons sans échange de protons à potentiel constant.
Un échange simultané de protons et d’électrons avec dépendance en pH.

Un échange d’électrons sans échange de protons à potentiel constant.

Explication

Une frontière horizontale représente un échange d’électrons sans échange de protons et se situe donc à potentiel constant. Une frontière oblique dépendrait à la fois du potentiel et du pH, car elle impliquerait aussi des protons.

10. Pour la réaction Fe(OH)3+3H++e−⇌Fe2++3H2O\mathrm{Fe(OH)_3}+3\mathrm{H^+}+e^-\rightleftharpoons\mathrm{Fe^{2+}}+3\mathrm{H_2O}, quelle équation décrit la frontière oblique correspondante ?

E=E∘−0,177 pH2E=E^\circ-0,177\,pH^2
E=0,177−E∘pHE=0,177-E^\circ pH
E=E∘−0,177 pHE=E^\circ-0,177\,pH
E=E∘+0,177 pHE=E^\circ+0,177\,pH

$$E=E^\circ-0,177\,pH$$

Explication

La réaction échange simultanément des protons et des électrons, ce qui donne une frontière oblique décrite par E=E∘−0,177 pHE=E^\circ-0,177\,pH. Une frontière oblique dépend donc du potentiel et du pH, contrairement aux frontières verticale et horizontale.

11. Entre quelles deux frontières se trouve le domaine de stabilité thermodynamique de l’eau ?

Entre les droites des couples Fe³⁺/Fe²⁺ et H₂O/H₂.
Entre les droites des couples O₂/H₂O et Fe(OH)₃/Fe²⁺.
Entre les droites des couples H₂O/H₂ et O₂/H₂O.
Entre les droites des couples H⁺/H₂ et Fe³⁺/Fe(OH)₃.

Entre les droites des couples H₂O/H₂ et O₂/H₂O.

Explication

Le domaine de stabilité de l’eau est délimité par la droite du couple H₂O/H₂ et celle du couple O₂/H₂O. Les autres couples proposés concernent des espèces du fer et ne définissent pas les limites générales de stabilité de l’eau.

12. Pour le couple 2H3O++2e−⇌H2+2H2O2\mathrm{H_3O^+}+2e^-\rightleftharpoons\mathrm{H_2}+2\mathrm{H_2O}, de quelles grandeurs le potentiel dépend-il ?

Du pH et de la pression partielle en dihydrogène.
De la pression totale et de la concentration en fer(II).
Du pH et de la pression partielle en dioxygène.
De la température et de la concentration en fer(III).

Du pH et de la pression partielle en dihydrogène.

Explication

Le potentiel du couple H₂O/H₂ dépend du pH ainsi que de la pression partielle en dihydrogène. Ce couple décrit la réduction de l’eau, tandis que le couple O₂/H₂O décrit son oxydation.

13. Dans le diagramme du fer, à quelle condition de pH l’ion Fe³⁺ est-il stable ?

Il est stable lorsque le potentiel reste inférieur à 0,77 V0,77\ \mathrm{V}.
Il est stable en milieu neutre lorsque pH≈7pH\approx7.
Il est stable en milieu basique lorsque pH>7pH>7.
Il est stable en milieu acide lorsque pH<2pH<2.

Il est stable en milieu acide lorsque $$pH<2$$.

Explication

Dans le diagramme du fer, Fe³⁺ n’est stable qu’en milieu acide pour pH<2pH<2. La valeur proche de pH=7pH=7 est associée à l’apparition de Fe(OH)₂, et non à la stabilité de Fe³⁺.

14. Lorsque les concentrations de Fe³⁺ et Fe²⁺ sont égales, quelle équation décrit leur frontière dans le diagramme du fer ?

E=1,00−0,177 pH VE=1,00-0,177\,pH\ \mathrm{V}
pH=0,77 VpH=0,77\ \mathrm{V}
E=0,77 VE=0,77\ \mathrm{V}
E=0,77−0,177 pH VE=0,77-0,177\,pH\ \mathrm{V}

$$E=0,77\ \mathrm{V}$$

Explication

La frontière Fe³⁺/Fe²⁺ est horizontale et vaut E=0,77 VE=0,77\ \mathrm{V} lorsque les concentrations des deux ions sont égales. Une dépendance linéaire en pH caractériserait une frontière impliquant des protons, comme celle entre Fe(OH)₃ et Fe²⁺.

15. Quelle succession d’étapes permet de construire correctement un diagramme de domaines de stabilité ?

Mesurer les concentrations, choisir les couleurs, tracer les axes, reporter les constantes, puis comparer les précipités
Identifier les solvants, classer les températures, écrire les équations globales, calculer les pentes, puis négliger les domaines incohérents
Déterminer les produits, ordonner les masses molaires, appliquer les lois des gaz, tracer les frontières, puis valider les rendements
Déterminer les espèces, les classer, établir les demi-équations et les lois de Nernst, calculer les frontières, puis vérifier les domaines

Déterminer les espèces, les classer, établir les demi-équations et les lois de Nernst, calculer les frontières, puis vérifier les domaines

Explication

La construction repose sur l’identification et le classement des espèces, l’écriture des demi-équations et des lois de Nernst, le calcul des frontières et la vérification finale des domaines. Le choix des couleurs et la mesure des masses ne constituent pas les étapes théoriques déterminantes.

16. Quelles constantes permettent de fixer les limites des domaines d’existence ou de prédominance d’un diagramme ?

Les constantes d’acidité, de solubilité et de complexation
Les constantes de vitesse, de diffusion et de viscosité
Les constantes de formation, de combustion et de dissociation gazeuse
Les constantes diélectriques, thermiques et de compressibilité

Les constantes d’acidité, de solubilité et de complexation

Explication

Les constantes KaK_a, KsK_s et βn\beta_n déterminent les frontières liées à l’acidité, à la solubilité et à la complexation. Les constantes cinétiques ou thermiques décrivent d’autres propriétés et ne fixent pas directement ces domaines.

17. Lorsqu’on parcourt un diagramme de gauche à droite, comment évoluent l’acide et sa base conjuguée de part et d’autre d’une frontière verticale ?

La base conjuguée prédomine à gauche et l’acide prédomine à droite
La base conjuguée prédomine au-dessus et l’acide prédomine en dessous
L’acide prédomine au-dessus et la base conjuguée prédomine en dessous
L’acide prédomine à gauche et la base conjuguée prédomine à droite

L’acide prédomine à gauche et la base conjuguée prédomine à droite

Explication

Une frontière verticale sépare les domaines acide-base selon l’axe parcouru horizontalement : l’acide est majoritaire à gauche et sa base conjuguée à droite. Les réponses qui utilisent la position verticale appliquent le critère des couples d’oxydoréduction à une frontière acido-basique.

18. Sur une frontière oblique, que peut-on déduire de la position d’un point situé au-dessus de la frontière lorsqu’on parcourt le diagramme de bas en haut ?

La base conjuguée est stable, tandis que l’acide est stable sous la frontière
L’état réduit est stable, tandis que l’état oxydé est stable sous la frontière
L’acide est stable, tandis que la base conjuguée est stable sous la frontière
L’état oxydé est stable, tandis que l’état réduit est stable sous la frontière

L’état oxydé est stable, tandis que l’état réduit est stable sous la frontière

Explication

En montant dans le diagramme, le nombre d’oxydation augmente ; au-dessus d’une frontière oblique, l’oxydant est donc stable et le réducteur l’est en dessous. Les propositions acide-base confondent cette lecture avec celle d’une frontière verticale.

19. Pourquoi une réaction thermodynamiquement prévue peut-elle ne pas se produire rapidement au contact d’un métal ?

Des phénomènes de surface et l’adsorption des espèces peuvent provoquer un blocage cinétique
Une réaction thermodynamiquement favorable consomme nécessairement toutes les espèces présentes
La présence d’un métal transforme les constantes d’équilibre en constantes de vitesse
La stabilité thermodynamique impose une vitesse élevée dès que les potentiels sont connus

Des phénomènes de surface et l’adsorption des espèces peuvent provoquer un blocage cinétique

Explication

La thermodynamique indique qu’une réaction est possible, mais des phénomènes de surface ou l’adsorption sur le métal peuvent empêcher sa réalisation cinétique. Une réaction favorable n’implique donc pas une vitesse élevée, et les constantes d’équilibre ne deviennent pas des constantes de vitesse.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 40 flashcards sur Diagrammes potentiel-pH et électrochimie.

Qu'est-ce qu'un diagramme potentiel-pH ?

Un outil thermodynamique représentant les domaines de prédominance des espèces et des précipités dans le plan (E, pH).

Que commande le potentiel redox dans un système chimique ?

Les échanges d'électrons.

Que commande le pH dans un système chimique ?

Les échanges de protons.

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Approfondir avec la fiche

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