Feuille d'entraînement : Diagrammes E-pH

Corrigés

1. Exercice 1CCINP Modelisation PSI 2026, Q21

   Déterminons tout d'abord le nombre d'oxydation (n.o.) du chlore dans chaque espèce :

   • pour l'ion chlorure \mathrm{Cl^-} : \text{n.o.}(\mathrm{Cl}) = -\mathrm{I} ;
   • pour le dichlore \mathrm{Cl_2} : \text{n.o.}(\mathrm{Cl}) = 0 ;
   • pour l'acide hypochloreux \mathrm{HClO} : \text{n.o.}(\mathrm{Cl}) = +\mathrm{I} ;
   • pour l'ion hypochlorite \mathrm{ClO^-} : \text{n.o.}(\mathrm{Cl}) = +\mathrm{I}.

   Dans un diagramme potentiel-pH (E\text{--pH}) :

   1. Classement vertical selon le nombre d'oxydation : le potentiel d'oxydoréduction croît globalement avec le degré d'oxydation.

      • Le domaine III, situé aux potentiels les plus bas sur toute la gamme de pH, correspond à l'espèce la plus réduite, de n.o. -\mathrm{I} : il s'agit de l'ion chlorure \mathbf{Cl^-}.
      • Le domaine II, situé à des potentiels intermédiaires et limité aux faibles pH (\mathrm{pH} < \mathrm{pH}_A), correspond au degré d'oxydation 0 : il s'agit du dichlore \mathbf{Cl_2}. La frontière horizontale entre II et III confirme l'absence d'échange de protons pour la demi-équation \mathrm{Cl_2} + 2\,\mathrm{e}^- = 2\,\mathrm{Cl^-}.

   2. Classement horizontal selon le caractère acido-basique : les domaines I et IV, situés aux potentiels les plus élevés, correspondent au degré d'oxydation +\mathrm{I}.

      • Ils sont séparés par une frontière verticale à \mathrm{pH} \approx 7{,}5, caractéristique d'un équilibre acido-basique sans transfert d'électrons :

        \mathrm{HClO} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{ClO^-} + \mathrm{H_3O^+}
      • L'acide conjugué prédomine aux pH inférieurs au \mathrm{p}K_a (à gauche) : le domaine I correspond donc à \mathbf{HClO}.
      • La base conjuguée prédomine aux pH supérieurs au \mathrm{p}K_a (à droite) : le domaine IV correspond donc à \mathbf{ClO^-}.

   \boxed{\text{Domaine I : } \mathrm{HClO} \quad;\quad \text{Domaine II : } \mathrm{Cl_2} \quad;\quad \text{Domaine III : } \mathrm{Cl^-} \quad;\quad \text{Domaine IV : } \mathrm{ClO^-}}

   Résultat

   $$\text{Domaine I : }\mathrm{HClO};\text{Domaine II : }\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2;\text{Domaine III : }\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-};\text{Domaine IV : }\mathrm{Cl}{\mathrm{O}}^{-}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

2. Exercice 2CCINP Modelisation PSI 2026, Q24

   D'après l'attribution établie à la question Q21, le dichlore \mathrm{Cl_2} correspond au domaine II. Ce domaine est restreint aux milieux très acides, délimité à droite par le point triple noté A (situé à un \mathrm{pH}_A \approx 1{,}3).

   À \mathrm{pH} = 7{,}2, la valeur du pH est nettement supérieure à \mathrm{pH}_A. Le domaine du dichlore n'existe plus : le dichlore n'est donc pas stable dans l'eau à \mathrm{pH} = 7{,}2.

   Pour \mathrm{pH} > \mathrm{pH}_A, les domaines de l'acide hypochloreux \mathrm{HClO} (domaine I, nombre d'oxydation +\mathrm{I}) et des ions chlorure \mathrm{Cl^-} (domaine III, nombre d'oxydation -\mathrm{I}) sont directement disjoints par une frontière commune. Le dichlore \mathrm{Cl_2} (degré d'oxydation intermédiaire 0) subit donc une réaction spontanée de dismutation, ce qui explique la formation d'acide hypochloreux.

   Les demi-équations électroniques associées aux deux couples sont :

   \begin{aligned} \text{Oxydation : } & \frac{1}{2}\,\mathrm{Cl_2(aq)} + \mathrm{H_2O(\ell)} = \mathrm{HClO(aq)} + \mathrm{H^+(aq)} + \mathrm{e^-} \\ \text{Réduction : } & \frac{1}{2}\,\mathrm{Cl_2(aq)} + \mathrm{e^-} = \mathrm{Cl^-(aq)} \end{aligned}

   En sommant ces deux demi-équations, on obtient l'équation-bilan de la dismutation du dichlore dans l'eau :

   \boxed{\mathrm{Cl_2(aq)} + \mathrm{H_2O(\ell)} = \mathrm{HClO(aq)} + \mathrm{Cl^-(aq)} + \mathrm{H^+(aq)}}

   Résultat

   $$\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2(\mathrm{aq})+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(\mathrm{\ell })=\mathrm{HClO}(\mathrm{aq})+\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}(\mathrm{aq})+{\mathrm{H}}^{+}(\mathrm{aq})$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

3. Exercice 3E3A Physique-Chimie PSI 2026, Q34

   1. Stabilité thermodynamique du fer métallique dans l'eau

   Le domaine de stabilité thermodynamique de l'eau est compris entre les deux droites en pointillés de pente -0{,}06\,\text{V}\cdot\text{pH}^{-1} associées aux couples :

   • \mathrm{O}_{2(g)}/\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\ell)} : E_2 = E^\circ_2 - 0{,}06\,\mathrm{pH} = 1{,}23 - 0{,}06\,\mathrm{pH} ;
   • \mathrm{H}^+_{(aq)}/\mathrm{H}_{2(g)} : E_3 = E^\circ_3 - 0{,}06\,\mathrm{pH} = -0{,}06\,\mathrm{pH}.

   Le domaine d'existence du fer métallique \mathrm{Fe}_{(s)} se situe entièrement sous la droite relative au couple \mathrm{H}^+_{(aq)}/\mathrm{H}_{2(g)} : il n'y a aucun recouvrement entre le domaine de stabilité de l'eau et celui de \mathrm{Fe}_{(s)}.

   \boxed{\text{Le fer métallique n'est pas thermodynamiquement stable au contact de l'eau.}}

   Au contact de l'eau, même désaérée, le fer subit une réaction d'oxydoréduction spontanée où il s'oxyde en réduisant les protons de l'eau avec dégagement de dihydrogène :

   \mathrm{Fe}_{(s)} + 2\,\mathrm{H}^+_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+}_{(aq)} + \mathrm{H}_{2(g)}

   2. Diagramme simplifié et domaines de comportement

   Les différents domaines sont définis ainsi :

   • Domaine d'immunité : \mathrm{Fe}_{(s)} est stable ; le métal ne peut pas s'oxyder spontanément.
   • Domaine de corrosion : les espèces stables sont des ions solubles (\mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Fe}^{3+}, \mathrm{FeO}_2^{2-}). L'oxydation entraîne une dissolution continue et une dégradation du matériau.
   • Domaine de passivation : les espèces stables sont des solides insolubles (\mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_{3(s)}, \mathrm{Fe}_3\mathrm{O}_{4(s)}, \mathrm{Fe(OH)}_{2(s)}). S'ils forment un film superficiel continu, adhérent et imperméable, ils protègent cinétiquement le métal sous-jacent contre une oxydation ultérieure.

   Résultat

   $$\text{Le fer meˊtallique n’est pas thermodynamiquement stable au contact de l’eau.}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

4. Exercice 4E3A Physique-Chimie PSI 2025, Q42

   D'après les degrés d'oxydation déterminés à la question Q41 :

   • Le domaine A, situé au potentiel le plus bas sur toute la plage de pH, correspond au degré d'oxydation minimal 0, soit le titane métallique \mathbf{Ti_{(s)}}.
   • Le domaine C, situé au potentiel le plus élevé, correspond au degré d'oxydation maximal +\mathrm{IV}, soit le dioxyde de titane \mathbf{TiO_{2(s)}}.

   • Les domaines intermédiaires correspondent aux degrés d'oxydation +\mathrm{II} (\mathrm{Ti}^{2+}_{(aq)} et \mathrm{TiO}_{(s)}) et +\mathrm{III} (\mathrm{Ti}_2\mathrm{O}_{3(s)}) :

     • Pour le degré +\mathrm{II}, la frontière verticale à \mathrm{pH}_1 traduit un équilibre acido-basique/précipitation sans transfert d'électron entre \mathrm{Ti}^{2+}_{(aq)} (forme acide, stable à bas pH) et \mathrm{TiO}_{(s)} (forme précipitée, stable à plus haut pH). Ainsi, le domaine B correspond à \mathbf{Ti^{2+}_{(aq)}} et le domaine D à \mathbf{TiO_{(s)}}.
     • Le domaine E, situé au-dessus de D (d.o. +\mathrm{II}) et en dessous de C (d.o. +\mathrm{IV}), correspond au degré d'oxydation intermédiaire +\mathrm{III}, soit le sesquioxyde de titane \mathbf{Ti_2O_{3(s)}}.

   On regroupe les attributions dans le tableau suivant :

   Domaine	Espèce associée	Degré d'oxydation
   A	\mathrm{Ti}_{(s)}	0
   B	\mathrm{Ti}^{2+}_{(aq)}	+\mathrm{II}
   C	\mathrm{TiO}_{2(s)}	+\mathrm{IV}
   D	\mathrm{TiO}_{(s)}	+\mathrm{II}
   E	\mathrm{Ti}_2\mathrm{O}_{3(s)}	+\mathrm{III}

   Indice, stratégie et pièges de cette question

5. Exercice 5E3A Physique-Chimie PSI 2024, Q38

   1. Calcul des nombres d'oxydation de l'étain

   Dans les composés considérés, l'oxygène est au nombre d'oxydation -\mathrm{II} et l'hydrogène au nombre d'oxydation +\mathrm{I}. La somme des nombres d'oxydation des éléments d'un édifice est égale à sa charge globale :

   • Dans \mathrm{Sn_{(s)}} (corps pur simple) :

     \mathrm{n.o.(Sn)} = 0

   • Dans \mathrm{Sn_{(aq)}^{2+}} (ion monoatomique) :

     \mathrm{n.o.(Sn)} = +\mathrm{II}

   • Dans \mathrm{HSnO_{2(aq)}^{-}} :

     \mathrm{n.o.(Sn)} + \mathrm{n.o.(H)} + 2\,\mathrm{n.o.(O)} = -1 \implies \mathrm{n.o.(Sn)} + 1 - 4 = -1 \implies \mathrm{n.o.(Sn)} = +\mathrm{II}

   • Dans \mathrm{Sn_{(aq)}^{4+}} (ion monoatomique) :

     \mathrm{n.o.(Sn)} = +\mathrm{IV}

   • Dans \mathrm{SnO_{2(s)}} :

     \mathrm{n.o.(Sn)} + 2\,\mathrm{n.o.(O)} = 0 \implies \mathrm{n.o.(Sn)} - 4 = 0 \implies \mathrm{n.o.(Sn)} = +\mathrm{IV}

   • Dans \mathrm{SnO_{3(aq)}^{2-}} :

     \mathrm{n.o.(Sn)} + 3\,\mathrm{n.o.(O)} = -2 \implies \mathrm{n.o.(Sn)} - 6 = -2 \implies \mathrm{n.o.(Sn)} = +\mathrm{IV}

   2. Attribution des domaines dans le diagramme E-pH

   • Classement vertical (oxydoréduction) : le potentiel E croît avec le nombre d'oxydation. Le degré 0 se situe donc en bas, le degré +\mathrm{II} à un potentiel intermédiaire, et le degré +\mathrm{IV} en haut du diagramme.

   • Classement horizontal (acidobasique) : à degré d'oxydation fixé, le pH augmente lorsque l'espèce cède des protons ou fixe des ions hydroxyde (forme la plus basique à droite) :

     • Au degré +\mathrm{II} : \mathrm{Sn^{2+}} est la forme acide (à gauche) et \mathrm{HSnO_2^-} est la forme basique (à droite).
     • Au degré +\mathrm{IV} : l'acidité décroît selon la séquence \mathrm{Sn^{4+}} (très acide, à gauche) \to \mathrm{SnO_{2(s)}} (amphotère, domaine central étendu) \to \mathrm{SnO_3^{2-}} (très basique, à droite).

   On en déduit l'attribution des domaines :

   \boxed{ \begin{aligned} \text{Domaine I} &\;:\; \mathrm{Sn_{(aq)}^{4+}} \quad (\text{domaine de prédominance}) \\ \text{Domaine II} &\;:\; \mathrm{Sn_{(aq)}^{2+}} \quad (\text{domaine de prédominance}) \\ \text{Domaine III} &\;:\; \mathrm{SnO_{2(s)}} \quad (\text{domaine d'existence}) \\ \text{Domaine IV} &\;:\; \mathrm{Sn_{(s)}} \quad (\text{domaine d'existence}) \\ \text{Domaine V} &\;:\; \mathrm{HSnO_{2(aq)}^{-}} \quad (\text{domaine de prédominance}) \\ \text{Domaine VI} &\;:\; \mathrm{SnO_{3(aq)}^{2-}} \quad (\text{domaine de prédominance}) \end{aligned} }

   Résultat

   $$\begin{array}{rl}\text{Domaine I}& :\mathrm{S}{\mathrm{n}}_{(\mathrm{aq})}^{4+}(\text{domaine de preˊdominance})\\ \text{Domaine II}& :\mathrm{S}{\mathrm{n}}_{(\mathrm{aq})}^{2+}(\text{domaine de preˊdominance})\\ \text{Domaine III}& :\mathrm{Sn}{\mathrm{O}}_{2(\mathrm{s})}(\text{domaine d’existence})\\ \text{Domaine IV}& :\mathrm{S}{\mathrm{n}}_{(\mathrm{s})}(\text{domaine d’existence})\\ \text{Domaine V}& :\mathrm{HSn}{\mathrm{O}}_{2(\mathrm{aq})}^{-}(\text{domaine de preˊdominance})\\ \text{Domaine VI}& :\mathrm{Sn}{\mathrm{O}}_{3(\mathrm{aq})}^{2-}(\text{domaine de preˊdominance})\end{array}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

6. Exercice 6CCINP Physique-Chimie PSI 2023, Q6

   1. Nombres d'oxydation de l'iode :

   • Pour l'ion iodure \mathrm{I^-} :

     \text{n.o.}(\mathrm{I}) = -\mathrm{I}

   • Pour le diiode \mathrm{I_2} (corps simple neutre) :

     \text{n.o.}(\mathrm{I}) = 0

   • Pour l'ion iodate \mathrm{IO_3^-} :

     \text{n.o.}(\mathrm{I}) + 3 \times (-\mathrm{II}) = -\mathrm{I} \implies \text{n.o.}(\mathrm{I}) = +\mathrm{V}

   2. Attribution des domaines du diagramme E\text{--pH} :

   Dans un diagramme potentiel-pH, l'axe vertical correspond au potentiel d'oxydoréduction : les formes les plus oxydées (degré d'oxydation le plus élevé) se situent vers le haut, et les formes les plus réduites (degré d'oxydation le plus faible) vers le bas.

   • L'ion iodate \mathrm{IO_3^-} possède le degré d'oxydation le plus élevé (+\mathrm{V}) : il correspond au domaine situé aux potentiels les plus hauts, soit le domaine III.
   • L'ion iodure \mathrm{I^-} possède le degré d'oxydation le plus faible (-\mathrm{I}) : il correspond au domaine situé aux potentiels les plus bas, soit le domaine I.
   • Le diiode \mathrm{I_2} possède un degré d'oxydation intermédiaire (0) : il correspond au domaine intermédiaire aux pH acides, soit le domaine II.

   \boxed{\text{Domaine I : } \mathrm{I^-} \quad ; \quad \text{Domaine II : } \mathrm{I_2} \quad ; \quad \text{Domaine III : } \mathrm{IO_3^-}}

   Résultat

   $$\text{Domaine I : }{\mathrm{I}}^{-};\text{Domaine II : }{\mathrm{I}}_2;\text{Domaine III : }\mathrm{I}{\mathrm{O}}_3^{-}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

7. Exercice 7CCINP Physique-Chimie PSI 2023, Q7

   D'après l'attribution des domaines réalisée à la question Q6, le segment BD sépare le domaine III (\mathrm{IO_3^-}) du domaine I (\mathrm{I^-}).

   La demi-équation électronique du couple redox \mathrm{IO_3^-}/\mathrm{I^-} s'écrit :

   \mathrm{IO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} + 6\,\mathrm{e^-} \rightleftharpoons \mathrm{I^-} + 3\,\mathrm{H_2O_{(l)}}

   D'après la formule de Nernst à T = 298\text{ K} :

   E = E^\circ(\mathrm{IO_3^-}/\mathrm{I^-}) + \frac{0{,}06}{6}\log\left( \frac{[\mathrm{IO_3^-}]\,[\mathrm{H^+}]^6}{[\mathrm{I^-}]\,(c^\circ)^6} \right)

   En développant le terme logarithmique :

   E = E^\circ(\mathrm{IO_3^-}/\mathrm{I^-}) + \frac{0{,}06}{6}\log\left(\frac{[\mathrm{IO_3^-}]}{[\mathrm{I^-}]}\right) - 0{,}06\,\mathrm{pH}

   Sur la frontière BD, la convention adoptée est [\mathrm{IO_3^-}] = [\mathrm{I^-}] = 10^{-1}\text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}, soit \log\left(\frac{[\mathrm{IO_3^-}]}{[\mathrm{I^-}]}\right) = 0. Le potentiel le long du segment BD vérifie donc :

   E(\mathrm{pH}) = E^\circ(\mathrm{IO_3^-}/\mathrm{I^-}) - 0{,}06\,\mathrm{pH}

   La pente du segment BD vaut par conséquent :

   \boxed{\text{Pente} = -0{,}06\text{ V}\cdot\mathrm{pH}^{-1} = -60\text{ mV}\cdot\mathrm{pH}^{-1}}

   Résultat

   $$\text{Pente}=-0,06\text{ V}\cdot {\mathrm{pH}}^{-1}=-60\text{ mV}\cdot {\mathrm{pH}}^{-1}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

8. Exercice 8CCINP Physique-Chimie PSI 2022, Q1

   1. Nombres d'oxydation de l'élément chrome

   En prenant \text{n.o.}(\mathrm{O}) = -\mathrm{II} et \text{n.o.}(\mathrm{H}) = +\mathrm{I} :

   • Dans \mathrm{Cr_{(s)}} (corps pur simple) :

     \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = 0

   • Dans \mathrm{Cr^{2+}} :

     \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = +\mathrm{II}

   • Dans \mathrm{Cr^{3+}} :

     \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = +\mathrm{III}

   • Dans \mathrm{Cr(OH)_{3(s)}} : \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) + 3\times(-\mathrm{II}) + 3\times(+\mathrm{I}) = 0 \implies

     \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = +\mathrm{III}

   • Dans \mathrm{CrO_4^{2-}} : \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) + 4\times(-\mathrm{II}) = -2 \implies

     \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = +\mathrm{VI}

   • Dans \mathrm{Cr_2O_7^{2-}} : 2\times\text{n.o.}(\mathrm{Cr}) + 7\times(-\mathrm{II}) = -2 \implies 2\times\text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = +12 \implies

     \text{n.o.}(\mathrm{Cr}) = +\mathrm{VI}

   2. Couple acido-basique \mathrm{Cr_2O_7^{2-}}/\mathrm{CrO_4^{2-}}

   Les deux espèces sont au même nombre d'oxydation (+\mathrm{VI}) et sont reliées par un échange d'ions \mathrm{H^+} sans transfert d'électrons :

   \mathrm{Cr_2O_7^{2-} + H_2O \rightleftharpoons 2\,CrO_4^{2-} + 2\,H^+}

   \boxed{\text{$\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}$ est l'acide et $\mathrm{CrO_4^{2-}}$ est la base du couple.}}

   3. Attribution des domaines du diagramme E\text{--}\mathrm{pH}

   • Classement vertical (selon E) : le potentiel redox d'un couple croît globalement avec le degré d'oxydation. Les espèces se répartissent de bas en haut selon leur degré d'oxydation :

     0 < +\mathrm{II} < +\mathrm{III} < +\mathrm{VI}

   • Classement horizontal (selon le \mathrm{pH}) : à degré d'oxydation identique, la forme acide prédomine à gauche (faible \mathrm{pH}) et la forme basique (ou précipitée) à droite (fort \mathrm{pH}) :

     • Au degré +\mathrm{VI} : \mathrm{Cr_2O_7^{2-}} (acide) pour \mathrm{pH} < 6{,}7 et \mathrm{CrO_4^{2-}} (base) pour \mathrm{pH} > 6{,}7.
     • Au degré +\mathrm{III} : l'ion libre \mathrm{Cr^{3+}} pour \mathrm{pH} < 4{,}2 et le précipité \mathrm{Cr(OH)_{3(s)}} pour \mathrm{pH} > 4{,}2.
     • Au degré +\mathrm{II} : l'ion \mathrm{Cr^{2+}} en milieu acide.
     • Au degré 0 : le métal \mathrm{Cr_{(s)}} tout en bas du diagramme.

   Résultat

   $$\text{Cr2O72− est l’acide et CrO42− est la base du couple.}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

9. Exercice 9CCINP Physique-Chimie PSI 2022, Q2

   La frontière verticale séparant le domaine de prédominance de l'ion \mathrm{Cr^{3+}} du domaine d'existence de l'hydroxyde de chrome(III) \mathrm{Cr(OH)_{3(s)}} correspond au début de précipitation de cet hydroxyde. Par lecture graphique sur la figure 1 :

   \boxed{\mathrm{pH}_{\text{prec}} \approx 4{,}2}

   (une lecture entre 4{,}2 et 4{,}3 est tout à fait acceptable).

   À la frontière de précipitation, la première trace de solide apparaît à l'équilibre chimique :

   \mathrm{Cr(OH)_{3(s)} = Cr^{3+} + 3\,OH^-}

   La constante d'équilibre associée est le produit de solubilité :

   K_s = \left(\frac{[\mathrm{Cr^{3+}}]}{c^\circ}\right) \left(\frac{[\mathrm{OH^-}]}{c^\circ}\right)^3

   Sur cette frontière, la concentration en ions chrome(III) dissous est égale à la concentration de tracé, soit [\mathrm{Cr^{3+}}] = C_0 = 10^{-1}\text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}.

   En introduisant le produit ionique de l'eau K_e = 10^{-14} à 298\text{ K} :

   [\mathrm{OH^-}] = \frac{K_e}{[\mathrm{H_3O^+}]} = 10^{\mathrm{pH}-14}\text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}

   D'où l'expression de K_s :

   \begin{aligned} K_s &= \frac{C_0}{c^\circ} \times 10^{3(\mathrm{pH}_{\text{prec}} - 14)} \\ K_s &= 10^{-1} \times 10^{3 \times 4{,}2 - 42} = 10^{12{,}6 - 43} = 10^{-30{,}4} \end{aligned}

   Soit, en échelle logarithmique :

   \mathrm{p}K_s = -\log K_s = 43 - 3\,\mathrm{pH}_{\text{prec}} \approx 30{,}4

   Ce qui conduit à :

   \boxed{K_s \approx 4 \times 10^{-31}} \quad (\text{ou } \mathrm{p}K_s \approx 30)

   Résultat

   $${\mathrm{pH}}_{\text{prec}}\approx 4,2$$

   $$K_s\approx 4\times 10^{-31}$$

   Indice, stratégie et pièges de cette question

10. Exercice 10CentraleSupélec Physique-Chimie 2 PSI 2021, Q31

    1. Nombres d'oxydation du fer dans les différentes espèces :

    D'après les règles usuelles d'attribution du nombre d'oxydation (n.o.) et la neutralité des espèces :

    • Fer métallique \mathrm{Fe(s)} (corps simple) :

      \boxed{\mathrm{n.o.}(\mathrm{Fe}) = 0}

    • Cation fer(II) \mathrm{Fe^{2+}} (ion monoatomique de charge +2e) :

      \boxed{\mathrm{n.o.}(\mathrm{Fe}) = +\mathrm{II}}

    • Cation fer(III) \mathrm{Fe^{3+}} (ion monoatomique de charge +3e) :

      \boxed{\mathrm{n.o.}(\mathrm{Fe}) = +\mathrm{III}}

    • Oxyde de fer(III) \mathrm{Fe_2O_3(s)} : l'oxygène étant au nombre d'oxydation -\mathrm{II}, la neutralité électrique impose 2 \times \mathrm{n.o.}(\mathrm{Fe}) + 3 \times (-\mathrm{II}) = 0, soit :

      \boxed{\mathrm{n.o.}(\mathrm{Fe}) = +\mathrm{III}}

    2. Domaines d'immunité, de corrosion et de passivation :

    • Domaine d'immunité : correspond au domaine de prédominance (ou d'existence) de la forme métallique réduite \mathrm{Fe(s)}. Le fer y est thermodynamiquement stable et ne subit aucune oxydation.
    • Domaine de corrosion : correspond aux domaines de prédominance des espèces solubles, ici les cations \mathrm{Fe^{2+}} et \mathrm{Fe^{3+}}. Le métal s'oxyde en passant en solution, ce qui conduit à une dégradation progressive du matériau.
    • Domaine de passivation : correspond au domaine d'existence d'un oxyde ou hydroxyde métallique solide insoluble, ici \mathrm{Fe_2O_3(s)}, susceptible de former un film protecteur limitant ou bloquant la corrosion ultérieure du métal sous-jacent.

    Sur la figure B, ces trois domaines se répartissent ainsi :

    Résultat

    $$n.o.(\mathrm{Fe})=0$$

    $$n.o.(\mathrm{Fe})=+\mathrm{II}$$

    $$n.o.(\mathrm{Fe})=+\mathrm{III}$$

    $$n.o.(\mathrm{Fe})=+\mathrm{III}$$

    Indice, stratégie et pièges de cette question