Classement qualitatif des couples d oxydoréduction. Classement possible des couples les uns par rapport aux autres

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1 Equilibres Redox 2 Aspects quantitatifs Walther Nernst 1 Classement qualitatif des couples d oxydoréduction Classement possible des couples les uns par rapport aux autres Relatif au sens privilégié d une réaction d oxydo-réduction Constante d équilibre très élevée : réaction quantitative Sens prévisible en fonction des Potentiels de Référence des couples 2 1

2 Exemple :observation qualitative Lame de Zinc dans une solution de Cuivre II (Cu 2+ ) La lame de zinc se couvre de dépôt de cuivre métallique La solution (initialement bleue) se décolore progressivement En fin d expérience l analyse de la solution : plus de Cu 2+ mais Zn 2+ 3 Début d expérience Fin d expérience Lame de Zn Lame de Zn Dépôt de Cu Solution bleue de Cu 2+ Solution incolore de Zn 2+ Interprétation Cu 2+ à été réduit : Cu e - Cu Zn à été oxydé : Zn Zn e - Il s est globalement produit la réaction d oxydoréduction Cu 2+ + Zn Cu + Zn

3 Si on réalise l expérience inverse de tremper une lame de Cuivre dans une solution de Zn 2+ on constate qu il ne se produit aucun changement notable. Lame de Cu Solution incolore de Zn 2+ Il ne se passe RIEN. Aucune réaction apparente! 5 Conclusion de l expérience : Cu 2+ est capable d oxyder ZN L inverse n est pas possible Ou Zn est capable de réduire Cu 2+ La réaction entre les deux couples se produit dans un seul sens Résultat permet de classer les deux couples selon leur pouvoir réducteur 6 3

4 Exemple 2 Lame de Cuivre dans une solution contenant Ag + La lame se couvre d argent Ag La solution se colore progressivement en bleu L analyse de la solution en fin d expérience montre qu elle contient des ions Cu 2+ et plus d ions Ag + 7 Début d expérience Fin d expérience Lame de Cu Lame de Cu Dépôt de Ag Solution incolore de Ag + Solution bleue de Cu 2+ Interprétation Ag + à été réduit : Ag + + e - Ag Cu à été oxydé : Cu Cu e - Il s est globalement produit la réaction d oxydoréduction 2 Ag + + Cu 2 Ag + Cu

5 Si on réalise l expérience inverse de tremper une lame d Argent dans une solution de Cu 2+ on constate qu il ne se produit aucun changement notable. Lame d Argent Solution bleue de Cu 2+ Il ne se passe RIEN. Aucune réaction apparente! 9 Conclusion de l expérience : Ag+ est capable d oxyder Cu Cu2+ incapable d oxyder Ag Ou inversement : Ag incapable de réduire Cu 2+ et Cu capable de réduire Ag+ Réaction possible dans un seul sens : classement selon leur pouvoir réducteur (oxydant) des deux couples 10 5

6 Classement qualitatif des espèces Oxydantes et réductrices Pouvoir Oxydant croissant Zn 2+ Cu 2+ Ag + Oxydant Zn Cu Ag Réducteur Pouvoir Réducteur croissant L oxydant le plus puissant réagira avec le réducteur le plus puissant lors de la réaction spontanée on retrouve la «règle» du α. 11 Piles électrochimiques Réaction rédox = transfert d électrons Il est possible de réaliser ce transfert d électrons d un couple à l autre sans mélanger les réactifs, par l intermédiaire de deux électrodes et d un conducteur extérieur. On a alors une PILE électrochimique Le compartiment ou à lieu l oxydation est appelé le compartiment Anodique (ou plus simplement Anode). Le compartiment ou à lieu la réduction est appelé le compartiment Cathodique (ou plus simplement Cathode). 12 6

7 Piles électrochimiques Les e - formés à l anode circulent dans le conducteur pour atteindre la cathode, il y a création d un courant électrique ANODE OXYDATION Red 1 Ox 1 + n 1 e - CATHODE REDUCTION Ox 2 + n 2 e - Red 2 Les électrons circulent de l Anode qui est donc le pôle MOINS de la pile vers la Cathode qui est son pôle PLUS. 13 Circuit extérieur Anode Oxydation POLE MOINS - + V e - e - Cathode Réduction POLE PLUS Red 1 Ox 1 + n 1 e - Ox 2 + n 2 e - Red 2 «Production d électrons» «Consommation d électrons» Compartiment Anodique Compartiment Cathodique 14 7

8 Déplacement d électrons - Conducteur Extérieur Pont Salin + Anode Cathode Déplacement d ions e - e - Pour que le circuit soit fermé, il est nécessaire de relier les deux compartiments par un pont salin. Ce pont salin est généralement constitué par un gel (Agar-Agar) contenant un sel ionique appelé électrolythe (souvent KNO 3 ). Les ions contenus dans le gel sont libres de se déplacer et assurent ainsi 15la continuité du circuit électrique. Réaction rédox de la pile Anode Red 1 + Ox 1 n 1 e - * n 2 1/2 pile 1 Cathode Ox 2 + n 2 e - Red 2 * n 1 1/2 pile 2 n 2 Red 1 + n 1 Ox 2 = n 2 Ox 1 + n 1 Red 2 Réaction globale de la pile Cette réaction est obtenue sans mélange des réactifs entre eux! 16 8

9 Force électromotrice d une pile Pile va fournir un courant électrique Transformation d une énergie chimique en électrique Deux pôles et différence de potentiel (ddp) Potentiel du pôle + supérieur au potentiel du pôle FEM : différence de potentiel entre les pôles (toujours positive) f.e.m = E = E + - E - 17 Potentiel standard d oxydoréduction Notion qui découle de la mesure des fem des piles Mesure des fem permet de classer quantitativement les couples entre eux Si on réalise une pile à partir de deux couples d oxydoréduction 1 et 2 et en se plaçant dans les condition standards ( toutes les concentrations d espèces intervenant dans les couples égale à 1 mol.l -1 et P = 1 atm ) la f.e.m de la pile est par définition égale à la différence des potentiels de références des deux couples considérés. 18 9

10 Si on réalise la pile entre les couples Cu 2+ /Cu et Zn 2+ /Zn on a : POLE MOINS - POLE PLUS Zn V + Cu Anode Oxydation e - e- Cathode Réduction Zn 2+ (1 M ) Cu 2+ (1 M ) f.e.m = E cu - E zn = 1,1 v Zn Zn e - Cu e - Cu «Production d électrons» «Consommation d électrons» Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 19 Si on réalise la pile entre les couples Ag + /Ag et Zn 2+ /Zn on a : POLE MOINS - POLE PLUS V Zn + Ag Anode Oxydation e - e- Cathode Réduction Zn 2+ (1 M ) Ag + (1 M ) f.e.m = E Ag - E zn = 1,56 v Zn Zn e - Ag + + e - Ag «Production d électrons» «Consommation d électrons» Zn + 2 Ag + Zn Ag 20 10

11 Si on réalise la pile entre les couples Ag + /Ag et Pb 2+ /Pb on a : POLE MOINS - POLE PLUS Pb V + Ag Anode Oxydation e - e- Cathode Réduction Pb 2+ (1 M ) Ag + (1 M ) f.e.m = E Ag - E Pb = 0,93 v Pb Pb e - Ag + + e - Ag «Production d électrons» «Consommation d électrons» Pb + 2 Ag + Pb Ag 21 Si on réalise la pile entre les couples Fe 3+ /Fe 2+ et Pb 2+ /Pb on a POLE : MOINS POLE PLUS - V Pb + Pt Anode Cathode Oxydation Pb 2+ (1 M ) e - e- Fe 3+ (1 M ) Fe 2+ (1 M ) Réduction f.e.m = E Fe - E Pb = 0,90 v Pb Pb e - Fe 3+ + e - Fe 2+ «Production d électrons» «Consommation d électrons» Pb + 2 Fe 3+ Pb Fe

12 Si on réalise la pile entre les couples Fe 3+ /Fe 2+ et Sn 4+ /Sn 2+ on obtient : Pt Anode Oxydation Sn 4+ (1 M) Sn 2+ (1 M) «Production d électrons» - + V e - e - Fe 3+ (1 M) Fe 2+ (1 M) Cathode Réduction POLE MOINS f.e.m = E Sn - E Fe = 0,63 v POLE PLUS Sn 2+ Sn e - Fe3+ + e - Fe 2+ Sn Fe 3+ Sn Fe 2+ Pt «Consommation d électrons» 23 Echelle quantitative des différences entre potentiels des couples rédox Fe 3+ / Pb : 0,90 v Ag / Pb : 0,93 v Zn 2+ Pb 2+ Cu 2+ Fe 3+ Ag + Zn Pb Cu Ag Cu / Zn : 1,1 v Fe 2+ Ag / Zn : 1,56 v 24 12

13 Origine de l échelle des potentiels Choix d un couple pour potentiel nul Le couple de référence choisi est le couple H + /H 2. E 0 (H + /H 2 ) = 0,000 v Autres couples placés en réalisant ½ pile à hydrogène Electrode de Référence à l Hydrogène ( E.R.H ) 25 Fil de Platine Bulles de H 2 Electrode de Référence à l Hydrogène H 2 ( P = 1 bar ) (schéma de principe) Electrode de Platine Platiné H + (1 M) Solution acide contenant l ion Hydronium H 3 O + (ou H + aq ) à la concentration 1 mol.l

14 Mesure du potentiel d un couple Cu V + - H 2 ( P = 1 bar ) E = E 0 Cu2+/Cu E = E ERH = 0,000 v Cu 2+ ( 1 M ) H + (1 M) E = E cu - E ERH = 0,34 V = E 0 Cu 2+ / Cu 27 Mesure du potentiel d un couple + Pt V - H 2 ( P = 1 bar ) E = E 0 MnO4- / Mn2+ E = E ERH = 0,000 v MnO 4- ( 1 M ) Mn 2+ (1 M ) H 3 O + (1 M ) H + (1 M) E = E Pt - E ERH = 1,51 V = E 0 MnO4- / Mn

15 Potentiel d électrode et loi de Nernst En plongeant une électrode dans une solution contenant les espèces conjuguées d un couple rédox Mesure du potentiel d un couple dans les conditions standards = potentiel standard Si conditions différentes? Loi de Nernst 29 Loi de NERNST Le potentiel pris par une électrode dépend du couple étudié mais aussi des concentrations ou pressions des espèces du couple E = E 0 + ( R T / n F ) ln Q Walther Nernst R = Cte des gaz parfaits = 8,314 J mol -1 K -1 F = Le Faraday = charge d une mole d e - = N e C T = Température exprimée en Kelvins n = nombre d électrons mis en jeu par le couple étudié Q = «monôme des activités» du couple étudié 30 15

16 Q et Loi de NERNST Q s applique à la ½ réaction dans le sens réducteur oxydant Activités initiales et non à l équilibre K = Π a i νi Réactif ν i < 0 Produit ν i > 0 Q = Π a i νi Réactif ν i < 0 Produit ν i > 0 Activités à l état d équilibre Activités initiales 31 Loi de NERNST Si T= 298,15 K RT/F= RT/Ne=0,02569 Passage au log plutôt que ln E = E 0 + ( R T / n F ) ln Q E = E 0 + (0,02569 / n ) * 2,302 log Q E = E 0 + (0,059 / n ) log Q E 0 + (0,06 / n ) log Q 32 16

17 b Red + q H 2 O = a Ox + p H + + n e - Q = a Oxa a H+p a Red -b a H2O -q Q = a Oxa [H + ] p a Red -b H 2 O = Solvant a H2O = 1 H + = Soluté = H + aq a H+ = [H + ] E = E 0 + ( 0,06 / n ) log ( a Oxa [H + ] p a Red -b ) Mn 2+ aq + 4 H 2 O = MnO 4 - aq + 8 H+ aq + 5 e- E = E 0 + ( 0,06 / 5) log ( [MnO 4- ] [H + ] 8 [Mn 2+ ] -1 ) Cl 2 (g) + 6 H 2 O = 2 ClO 3 - (aq) + 12 H + (aq) + 10 e - E = E 0 + ( 0,06 / 10 ) log( [ClO 3- ] 2 [H + ] 12 (P Cl2 ) -1 ) 33 Loi de Nernst : forme condensée Même loi sous une forme différente E = E 0 + (0,06 / n) log ([Ox] α /[Red] β ) Calcul du potentiel d une électrode plongée dans une solution contenant couple rédox Potentiel du couple obtenu même si pas dans conditions standards 34 17

18 Exemple : Déterminer pour la pile suivante : V La polarité des électrodes, les 1/2 réactions se produisant à chacune Pb Pt d entre-elle, la réaction globale et la force électromotrice initiale. Pb 2+ 0,5 M Fe M Fe M E 0 Pb 2+ / Pb = -0,13 v 1/2 pile 1 1/2 pile 2 E 0 Fe 3+ / Fe 2+ = 0,77 v Calcul des potentiels d électrode 1/2 pile 1 Pb = Pb e - E 1 = E 0 1 +(0,06 / 2) log [Pb 2+ ] E 1 = -0,13 + (0,06 / 2) log ( 0,5 ) = -0,148 V 1/2 pile 2 Fe 2+ = Fe 3+ + e - E 2 = E ,06 log ( [Fe3+ ] / [Fe 2+ ] ) E 2 = 0,77 + 0,06 log ( / ) = 0,746 V 35 On a : E 2 > E 1 L électrode 2 est le pôle PLUS et l électrode 1 est le pôle MOINS de la pile. f.e.m initiale : E = E + - E - = 0,746 - (-0,148) = 0,894 V Dans le circuit extérieur, les électrons circulent de l électrode 1 (pôle moins) vers l électrode 2 (pôle plus). Il y a donc «production d électrons» = Oxydation à l électrode 1 et «consommation d électrons» = Réduction à l électrode 2. L électrode 1 est l Anode, l électrode 2 est la Cathode. Les 1/2 réactions sont : Electrode 1 Pb = Pb e - Electrode 2 Fe 3+ + e - = Fe 2+ Réaction globale : Pb + 2 Fe 3+ = Pb Fe

19 POLE MOINS - + POLE PLUS V Pb Pt Cathode Anode Oxydation Fe M Réduction e - e- 1/2 pile 1 Pb 2+ 0,5 M Fe M 1/2 pile 2 Pb = Pb e - Fe2+ = Fe 3+ + e - E 1 = E 0 1 +(0,06 / 2) log [Pb2+ ] E 2 = E ,06 log ( [Fe3+ ] / [Fe 3+ ] ) E 1 = -0,13 + (0,06 / 2) log ( 0,5 ) = -0,148 V E 2 = 0,77 + 0,06 log ( / ) = 0,746 V f.e.m = E + - E - = E 2 - E 1 = 0,894 v Pb Pb e - Fe 3+ + e - Fe 2+ «Production d électrons» «Consommation d électrons» Pb + 2 Fe 3+ Pb Fe Evolution de la f.e.m au cours du temps Quand deux pôles au même potentiel = fem nulle, pile ne fonctionne plus Les concentrations évoluent au cours du temps : les potentiels aussi E = E + - E - = E cathode - E anode Potentiel de la cathode diminue (conc de l Ox diminue et Red augmente Anode (lieu de l oxydation) : potentiel augmente car [Ox] augmente et [Red] diminue 38 19

20 Anode : Oxydation Red Ox + e - Pôle Moins E A = E 0 + 0,06 log [Ox] /[Red] [Ox] [Red] E Anode Cathode : Réduction Ox + e - Red E C = E 0 + 0,06 log [Ox] /[Red] [Ox] [Red] E cathode E = E + - E - E + E - E Pôle Plus Quand les potentiels de l Anode et de la Cathode seront devenus égaux, la f.e.m de la pile s annulera. Les concentrations des diverses espèces dans les deux compartiments de la pile n évolueront donc plus. On est alors à l état d équilibre chimique. 39 Calculs des constantes d équilibre A l équilibre, la f.e.m de la pile est nulle par égalité des potentiels des deux électrodes Il en sera exactement de même si la réaction d oxydoréduction se produit par simple mélange des réactifs.. A l état d équilibre chimique, les potentiels de Nernst des deux couples oxydoréducteurs sont égaux Ce fait permet si l on connaît les potentiels de Références des deux couples concernés de calculer la valeur de la constante d équilibre d une réaction d oxydoréduction 40 20

21 Exemple mélange de l oxydant MnO 4- et du réducteur Fe 2+ Couple 1 (considéré ici comme oxydant) : MnO 4- / Mn 2+ E 0 1 Couple 2 (considéré ici comme réducteur) : Fe 3+ / Fe 2+ E 0 2 1/2 réaction 1 1/2 réaction 2 Réaction globale MnO H e - Fe 2+ = Fe 3+ + e - = Mn H 2 O MnO H Fe 2+ = Mn H 2 O + 5 Fe 3+ K R = ( [Mn 2+ ] [ Fe 3+ ] 5 ) / ( [ MnO 4- ] [ H + ] 8 [ Fe 2+ ] 5 ) 41 Expressions des potentiels de Nernst 1/2 réaction 1 MnO H e - = Mn H 2 O E 1 = E ( 0,06 / 5 ) log ( [MnO 4 - ] [H + ] 8 / [Mn 2+ ] ) 1/2 réaction 2 Fe 2+ = Fe 3+ + e - E 2 = E ( 0,06 / 1 ) log ( [Fe 3+ ] / [Fe 2+ ] ) Egalité des Potentiels à l équilibre E ( 0,06 / 5 ) log ( [MnO 4 - ] [H + ] 8 / [Mn 2+ ] ) = E ( 0,06 / 1 ) log ( [Fe3+ ] / [Fe 2+ ] ) Quelques rappels sur les propriétés des log Log ( a * b ) = log (a ) + log ( b ) Log (a / b ) = log (a) - log (b) Log (a b ) = b log ( a ) 42 21

22 Egalité des Potentiels à l équilibre E ( 0,06 / 5 ) log ( [MnO 4 - ] [H + ] 8 / [Mn 2+ ] ) = E ( 0,06 / 1 ) log ( [Fe3+ ] / [Fe 2+ ] ) On réarrange cette expression en faisant passer les termes de même nature du même coté de l égalité : pour cela on «déplace» le E 0 du couple considéré comme réducteur et le terme logarithmique du couple considéré comme oxydant E E0 2 = ( 0,06 / 1 ) log ( [Fe3+- ] / [Fe 2+ ] ) - ( 0,06 / 5 ) log ( [MnO 4- ] [H + ] 8 / [Mn 2+ ] ) On réduit les termes en log au même dénominateur : + 0,06 / 5 E E0 2 = ( 0,06 / 5 ) log ( [Fe3+ ] 5 / [Fe 2+ ] 5 ) - ( 0,06 / 5 ) log ( [MnO 4- ] [H + ] 8 / [Mn 2+ ] ) E E0 2 = ( 0,06 / 5 ) log ( [Fe3+ ] 5 / [Fe 2+ ] 5 ) + ( 0,06 / 5 ) log ( [Mn 2+ ] / [MnO 4- ] [H + ] 8 ) E E 0 2 = ( 0,06 / 5 ) log ( [Fe 3+ ] 5 [Mn 2+ ] / [MnO 4- ] [H + ] 8 [Fe 2+ ] 5 ) E E0 2 = ( 0,06 / 5 ) log ( K ) log ( K ) = ( E E0 2 ) * 5 / 0,06 43 Formule générale log K = ( n 1 * n 2 * E 0 ) / 0,06 Avec : n 1 = nombre d électrons échangés dans la 1/2 réaction 1 n 2 = nombre d électrons échangés dans la 1/2 réaction 2 E 0 = Différence des Potentiels de Références des deux couples dans le sens E 0 couple oxydant - E 0 couple réducteur 44 22

23 Attention : Cette formule n est valable que si le nombre d électrons échangés lors des deux 1/2 réactions est différent ( n 1 n 2 ) Si le nombre d électrons échangés est le même dans les deux 1/2 réactions ( n 1 = n 2 = n ) la formule devient : log K = (n * E 0 ) / 0,06 45 MnO H Fe 2+ = Mn H 2 O + 5 Fe 3+ 1/2 réaction 1 1/2 réaction 2 MnO H e - Fe 2+ = Fe 3+ + e - = Mn H 2 O E 0 1 =1,51 v E 0 2 =0,77 v log K = ( 5 * 1 * (1,51-0,77) ) / 0,06 = 61,7 K = 10 61,7 Fe 3+ Fe 2+ MnO 4 - Mn 2+ La réaction peut être considérée comme totale. Cela était prévisible puisqu elle correspond à la réaction spontanée («règle» du α) 46 23

24 Méthode «thermodynamique» de calcul des constantes d équilibre K R Pour une demi-équation d oxydo-réduction, on peut définir de manière formelle un G 0 de demi-réaction. Pour la 1/2 réaction écrite dans le sens : Ox + n e - = Red Pour la 1/2 réaction écrite dans le sens : Red = Ox + n e - G 0 = - n F E 0 G 0 = + n F E 0 Cela va permettre un calcul rapide des constantes d équilibre K R et des variations d enthalpie libre de réaction R G 0 pour les réactions d oxydoréduction. 47 La réaction est une combinaison linéaire des deux 1/2 réactions et on peut appliquer les règles vue en thermodynamique. { Ox 1 + n 1 e - = Red 1 } * n 2 G 0 1 = - n 1 F E0 1 Couple oxydant { Red 2 = Ox 2 + n 2 e - } * n 1 G 0 2 = + n 2 F E0 2 n 2 Ox 1 + n 1 Red 2 = n 2 Red 1 + n 2 Ox 2 R G 0 Couple réducteur Réaction R G 0 = n 2 G n 1 G 0 2 R G 0 = -n 2 n 1 F E n 1 n 2 F E0 2 R G 0 = - RT ln K R - RT ln K R = -n 2 n 1 F E n 1 n 2 F E RT ln K R = n 1 n 2 F ( E E 0 1 ) RT ln K R = n 1 n 2 F ( E E0 2 ) 48 24

25 2,3 RT log K R = n 1 n 2 F ( E E0 2 ) log K R = n 1 n 2 ( E E0 2 ) F / ( 2,3 RT) Avec : 2,3 RT / F 0,06 à 25 C log K R = n 1 n 2 ( E E0 2 ) / 0,06 Finalement : pour une réaction d oxydo-réduction : Log K = n 1 n 2 E 0 / 0,06 R G 0 = - n 1 n 2 F E 0 Avec E 0 = E 0 couple oxydant - E 0 couple réducteur Valable si n1 n2 49 Exemple 2 Calculer la constante de l équilibre Pb + Fe 2+ = Pb 2+ + Fe Couple 1 (considéré ici comme réducteur) Pb 2+ / Pb E 0 1 Couple 2 (considéré ici comme oxydant) Fe 2+ / Fe E 0 2 1/2 réaction 1 Pb = Pb e - 1/2 réaction 2 Fe e - = Fe E 1 = E ,03 log [Pb2+ ] E 2 = E ,03 log [Fe2+ ] Réaction globale Pb + Fe 2+ = Pb 2+ + Fe K = [Pb 2+ ] / [Fe 2+ ] E ,03 log [Pb 2+ ] = E ,03 log [Fe 2+ ] 0,03 log [Pb 2+ ] - 0,03 log [Fe 2+ ] = E E0 1 0,03 log ( [ Pb 2+ ] / [Fe 2+ ] ) = E E 0 1 0,03 log K = E E0 1 Log K = ( E E 0 1 ) / 0,

26 Calculer la constante de l équilibre Pb + Fe 2+ = Pb 2+ + Fe Si on avait utilisé la formule générale log K = ( 2 * E 0 ) / 0,06 Ici n 1 = n 2 = 2 E 0 = Différence des Potentiels de Références des deux couples dans le sens E 0 couple oxydant - E 0 couple réducteur Couple 1 (considéré ici comme réducteur) Pb 2+ / Pb E 0 1 Couple 2 (considéré ici comme oxydant) Fe 2+ / Fe E 0 2 E 0 = E E0 1 log K = ( 2 * (E E 0 1) ) / 0,06 log K = (E E 0 1) / 0,03 51 Pb + Fe 2+ = Pb 2+ + Fe Application numérique log K = (E E 0 1) / 0,03 Pb 2+ / Pb Fe 2+ / Fe E 0 1 = - 0,13 v E 0 2 = - 0,44 v log K = (- 0,44 - (- 0,13) ) / 0,03 log K = -10,33 Fe 2+ Pb 2+ K = 10-10,33 La réaction peut être considérée comme négligeable. Cela était prévisible puisqu elle correspond à la réaction inverse de la réaction spontanée («règle» du α) Fe Pb 52 26

27 Remarque Une règle simple et d utilisation courante permet de prévoir si une réaction d oxydoréduction peut être ou non considérée comme totale : log K = ( n 1 * n 2 * E 0 ) / 0,06 n 1 n 2 ou log K = ( n * E 0 ) / 0,06 n 1 = n 2 = n Supposons n 1 = n 2 = 1 : log K = E 0 / 0,06 E 0 = log K * 0,06 Réaction Totale si log K > 5 soit : E 0 > 5 * 0,06 = 0,3 v Si l écart entre les E 0 des deux couples est supérieur à 0,3 v ont peut considérer que la réaction spontanée est totale

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