Ladder_Diagram_Redox_Equilibria

Les diagrammes en ordre représentant les équilibres redox utilisent le potentiel électrochimique, E, comme échelle.

Considérons la réaction d’une demi-cellule entre Fe³⁺ et un électron pour donner Fe²⁺. À l’équilibre, E est égal à son potentiel d’état standard, E^o de +0,771V.

La concentration de Fe³⁺ est plus élevée pour les potentiels plus positifs que Eo, tandis que Fe²⁺ domine pour les potentiels plus négatifs que Eo.

Considérons maintenant la réaction d’une demi-cellule entre Sn⁴⁺ et un électron pour donner Sn²⁺ avec E^o de +0,154V. Au-dessus de ce point, Sn⁴⁺ domine, tandis que Sn²⁺ est l’espèce dominante en dessous de ce point.

L’ajout d’un excès de Sn²⁺ au système réduit Fe³⁺, modifiant le potentiel de solution à +0,154 V.

Généralement, le potentiel électrochimique varie avec le pH de la solution.

Par exemple, le diagramme en échelle de la réaction d’une demi-cellule entre UO₂²⁺ et deux électrons pour donner U⁴⁺ montre qu’à pH zéro, E est égal à +0,327 V.

Si le pH de la solution change, la valeur E change, ce qui affecte la concentration de l’espèce prédominante.