Bonjour à toutes et à tous. Alors cette séquence vidéo va porter sur la deuxème partie du chapitre des diagrammes sur les diagrammes de courbet. Je vous rappelle que c'est le premier chapitre du dernier thème et concerne l'électrochimie. Alors dans cette deuxème partie de chapitre 2è et fin hein de chapitre nous allons établir ensemble le diagramme EPH de l'eau et le diagramme du zincle. Donc les deux diogrammes vont être superposés. Pourquoi ? Parce que nous allons répondre à la question suivante. Est-ce que le Z se corrode en présence de l'eau ? et les diagrammes EPH qui sont des diagrammes thermodynamiques répondent à cette question. C'est-à-dire que nous pourrons grâce à ces diagrammes écrire les réactions spontanées qui peuvent avoir lieu entre le zinc et l'eau. Alors pour ça, nous allons commencer le premier diagramme, c'est-à-dire le diagramme EPH de l'eau. Alors, ce qui est intéressant dans l'eau, comme vous vous le savez déjà, l'eau est un acide et c'est aussi une base. C'est donc l'acide de OH- et c'est la base de H+. Mais ce que vous ne savez peut-être pas, c'est que l'eau est aussi un oxydant et un réducteur. L'eau est donc le réducteur de l'oxydent O2. Donc elle forme un couple réoxe avec O2. Et l'eau est un oxydant avec H2. Donc il forme un couple réox avec H2. Ce qui fait que si nous voulons tracer le diagramme EPH de l'eau, nous avons deux frontières à établir. Donc la frontière avec son oxydant, l'oxygène et la frontière avec son réducteur l'hydrogène. Donc comme on l'a vu dans la première partie du chapitre, il suffit de faire quoi pour tracer ces frontières ? bien décrire les demiéactions rédoxes de bien équilibrer cette demi-réaction. Bien sûr, ici le nombre d'oxydation de l'élément qui nous intéresse, c'est l'oxygène. Donc le nombre d'oxydation de l'oxygène dans O2 est bien entendu 0 et le nombre d'oxygène dans H2O est égal à -2. Donc je vous euh ramène euh ou je vous renvoie plutôt vers le la première séquence vidéo où je vous ai montré comment on équilibrait correctement une demi rééaction et comment on pouvait calculer les nombres d'oxydation. Donc l'oxygène ici est en zéro, l'oxygène ici est en -2. Je vous rappelle que le nombre d'oxydations s'écrivent en chiffre romain. Et je l'ai peut-être pas dit mais bien sûr le zéro n'existe pas existait pas chez les romains, hein. Donc vous utilisez le zéro chiffre arabe bien entendu. Donc vous voyez qu'il y a ici échange de deux électrons par oxygène mais comme on a deux oxygènes, ce qui fait que vous avez un échange de quatre électrons. Les charges doivent être équilibrées avec H+. Donc il n'en faut quatre bien sûr de ce côté-ci. Et finalement vous regardez si vos éléments sont correctement équilibrés. Ici tout va bien. Donc l'oxygène et les hydrogènes sont tout à fait équilibrés. On peut donc écrire le potentiel rédox du couple O2 H2O. Donc c'est le potentiel standard 006/ 4 électrons échangés log de 1 puisque l'activité du solvant est égale à 1. Sur l'activité de H+^ 4, je vous rappelle que les espèces en solution leur activité c'est leur concentration sur la concentration standard qui est égale à une mole par litre. Et attention pour la phase pour les éléments en phase gazeuse, l'activité par exemple de O2 gazeux, c'est la pression partielle de O2 sur la pression standard qui est égale à 1 barre. Alors, je vais prendre ici la pression euh de O2 é= à 1 barre. Bien sûr, si vous on vous donne une autre pression partielle, vous la remplacez, hein. Vous ne prenez pas directement les pressions partielles égales à 1, sauf sous si on vous le dit. Et si on ne vous donne aucune pression partielle et ben vous la posez comme je le fais ici. Donc vous prenez la pression partielle du gaz est égal à 1 barre. Le potentiel standard du couple O2H2O est de 123. Et donc vous avez la droite hein donnant le potentiel rédoxe de O2H2O en fonction du pH. Faisons de même de l'autre côté pour les nos deux espèces. Donc ici, on va chercher le nombre d'oxydation de l'hydrogène dans H2O2 et le nombre d'oxydation de H dans H2. Donc 1 ici, 0 ici. Il y a donc échange d'un électron par hydrogène. Comme nous avons deux hydrogènes, nous allons avoir un échange de deux électrons. Deuxème étape, les charges. Vous avez - 2 ici, 0 l'autre côté. Donc je vais avoir besoin de 2 H+ de ce côté-ci. Les éléments bien sûr, il manque un petit peu he d'oxygène ici. Donc je vais compléter avec H2O. Et vous remarquerez que bien sûr la demiéaction et cette la demi-réaction du couple H+ H2. Donc le couple H2OH2 gazux n'est rien d'autre que le couple H+ H2, c'est-à-dire le fameux couple standard dont le potentiel standard est égal à 0. Ainsi donc l'expression du potentiel rédox c'est le potentiel standard 006 sur 2 électrons échangés. Ici l'espèce est gazeuse. Donc l'activité c'est la pression partielle de H2 sur P0. Et de ce côté-ci, l'espèce est en solution. Donc c'est H+ au carré. Le potentiel standard du couple H2OH2 étant égal à 0. Cela vous donne l'un potentiel qui est égal à - 006. Nous prendrons comme tout à l'heure, nous prendrons la pression partielle est égale à 1 bar pour simplifier les choses. Donc nous avons ici deux droites entières. Elles ont, comme vous le voyez les mêmes pentes. Nous pouvons les tracer tranquillement. Donc pour la première qui était égale à 123 - 006 pH. Donc bien sûr elle va passer par 123. Ça c'est pour le couple O2 H2O. L'oxydent on va le positionner en haut, le réducteur en bas. Donc vous aurez O2 gazeux et H2O. Pour le deuxième couple dans lequel H2O est l'Ocident, vous voyez que c'est la droite ici. Donc la frontière a la même pente que la frontière O2O mais elle passe par zéro. Donc voilà ce que ça nous donne. Vous avez l'oxydant en haut, c'est-à-dire H2O et le réducteur en bas, c'est H2 gaz. Voici le diagramme EH de l'eau. Donc il faut le il faut le refaire hein puisque ce diagramme est très souvent demandé dans les examens, les concours et cetera. Alors où se trouve l'eau H2O ? Et bien voilà, je l'ai achuré. On appelle ce domaine le domaine de stabilité de l'eau. En d'autres termes, n'importe quel élément dont le domaine de stabilité se trouve conjoint au domaine stabilité de de l'eau est stable dans l'eau. Il ne réagit pas dans l'eau. Et nous allons voir tout à l'heure n'importe quel élément dont le domaine de stabilité n'est pas conjoint, donc disjoint au domaine de l'eau va réagir avec l'eau. Donc voilà tout l'intérêt de maintenant tracer le diagramme EPH du zin de façon donc sur le ce même diagramme EPH de l'eau. C'est pour pouvoir lire ce diagramme et voir si les domaines de stabilité sont disjoints ou conjoints, c'est-à-dire ils réagissent ou ils ne réagissent pas. Je pense que je vais euh un peu plus vite que la musique. Donc on on y va doucement. Donc alors euh concernant le diagramme EPH du zinc, ce que maintenant je vais vous montrer, c'est ce que vous devrez toujours faire avec n'importe quel élément. C'est-à-dire qu'il y a une méthodologie de construction des diagrammes EPH de n'importe quel élément. L'élément qui nous intéresse ici, c'est ZN. L'élément, c'est-à-dire atomique, hein. C'est l'atome qui nous intéresse. On l' on en a déjà parlé dans la première séquence vidéo. Donc ici, c'est ZN. La première chose que vous allez regarder, c'est quelles sont les espèces de travail, c'est-à-dire qu'est-ce qu'on vous donne comme espèce dans lequel il y a du zing. Par exemple, ici, je vous donne quatre espèces. Les voici. Zinc sous forme Zn solide, zinc sous forme Zn2+. zinc sous forme de ZnOH2 solide et zinc sous forme de ZnOH4 de fois moin il y a donc ici quatre espèces de zinc et nous devons placer ces quatre espèces dans un diagramme première chose à faire c'est de regarder le nombre d'oxydations de chaque du zinc dans chacune de ces espèces ici je l'ai déjà fait pour vous parce qu'on sait faire maintenant. Donc le zinc ici a un nombre d'oxydation 0, le zinc Zn2+ le zinc ici a un nombre d'oxydation 2+ + 2. Et ici donc on peut faire ça rapidement 0 = x + 2 x - 2 + 1. Ça vous donne un nombre d'oxydation de 2 aussi. Et là, la même chose, un nombre d'oxydation de 2. Donc si vous faites votre petit calcul tranquillement, vous allez trouver un nombre d'oxydation de 2. Donc ces trois éléments ici ne peuvent pas former des couples rédoxes puisqu'ils ont le même nombre d'oxydation. Alors, est-ce qu'il forment donc ? Quelle est la différence entre ces éléments ? Ce sont bien entendu des couples acidobasi. Vous voyez que si je prends Zn2+ que j'ajoute des OH- donc que j'augmente le pH, je vais former ZnH2. Donc cette espèce est la base de Zn2+. Si je continue de euh donc de fournir des OH- d'augmenter le pH, donc de OH2, je vais passer à OH4. Donc cette entité est la base de cette entité. Cette entité est unaire puisque c'est la base de Zn2+ et c'est l'oxyde de pardon et c'est la l'acide de ZnOH4 2 fois moins. Alors comment qu'est-ce qu'on fait quand on a autant d'espèces qui ont le même nombre d'oxydation ? Deuxième étape, une fois que vous avez déterminé votre nombre d'oxydation, donc il faut pas se tromper, c'est très très important, on va tracer ce que j'appelle un tableau de bord. Qu'est-ce qu'un tableau de bord ? C'est-à-dire c'est celui qui va vous guider pour le traçage des diagrammes de votre diagramme EPH. Parce que ces diagrammes peuvent être très compliqués à tracer lorsqu'il y a énormément d'espèces en jeu. Alors, qu'est-ce qu'on fait ? Qu'est-ce que c'est que ce diagramme ? Et bien c'est un rectangle. Il se forme enfin qu'on qu'on présente se forme d'étage. Ces étages-là correspondent au nombre d'oxydation. Donc j'ai deux deux oxydations deux nombres d'oxydations différents 0 et 2. Donc ici c'est l'étage des éléments du zinc dont le nombre d'oxydation est égal à étage des éléments de zinc dont l'élément dont le nombre d'oxydation est égal à 2. Bien sûr, si vous avez d'autres avec d'autres nombres d'oxydation, et ben vous ajoutez un 3è, un 4e et cetera. Et sur un étage, vous avez les différentes espèces acidobasiques puisque ceci représente bien sûr le pH. Donc les couples acidobasiques vont se positionner sur un même étage mais de gauche à droite selon bien sûr leur qualité d'acide ou de base. Et le le bien sûr le le l'axe des ordonnées, ce sont les couples réoxes. Et vous le remarquerez, c'est vraiment le traçage des diagrammes E PH E donc pour les couples rédox pour les couples acidobasiques. Donc je peux déjà positionner mes quatre éléments ici. Donc j'ai le zin qui occupe son étage tout seul. L'étage du dessus, vous avez les trois éléments. Vous les positionnez bien sûr de l'acide vers la plus basique. Maintenant, qu'est-ce qu'il faut faire ? Et bien, il faut chercher les frontières, les frontières rédotes, mais aussi les frontières acidobasiques, c'est-à-dire à partir de quel pH. Je n'ai plus Zn2+ mais j'ai plutôt ZnOH2 solide. À partir de quel pH ? Je n'ai plus ZnOH2 solide, je vais avoir ZnOH4 de fois moins. C'est donc la troisème étape à faire absolument. Donc je répète, première étape, les nombres d'oxydation. 2è étape, votre tableau de bord. 3è étape, nous allons chercher les frontières acido-basique. Pour cela, vous allez regarder dans vos données thermodynamiques qu'est-ce qu'on vous a fourni comme données qui peuvent vous indiquer euh cette ce pH frontière. Ici, par exemple, je vous propose quoi ? réaction. Alors, vous regardez chaque réaction, je vous donne la constante hein qui lui correspond et ces réaction et bien elle relie les éléments comme vous voyez du zin he entre eux. Alors, si nous devons chercher la première frontière entre Zn2+ et ZnOH2, quelle est la donnée thermodynamique que nous allons utiliser ? Bien entendu, la deuxième réaction, c'est d'ailleurs si vous le regardez une réaction de solubilité hein. Donc on solubilise, on disso ZnOH2 solide, il va donner Zn2+ + 2OH- donc en fait cette constante c'est le produit de solubilité. Donc si j'exprime cette constante en fonction des réactifs et des produits, je vais pouvoir déterminer le pH d'équilibre. Ce sont des constantes d'équilibre entre les deux espèces. Alors, on y va. Je vais bien sûr prendre une concentration du tracé donné. Donc 10 - 2, c'est-à-dire s'il y a du zin en solution, tout la somme de tous ces zinc en solution 1 he Znale, c'est 10 - 2 moles. Alors, si j'exprime nos trois euh bien sûr réaction hein, les constantes bien sûr, c'est donc l'activité le produit de l'activité des produits sur le produit des activités des réactifs. Les activités pour les espèces solides sont à prendre égal à 1. Les activités pour l'espèce des espèces en solution, c'est leur concentration sur la concentration standard qui est égale à 1. Donc voilà comment on se retrouve avec des concentrations. Donc ça c'est pour la première réaction, pour la deuxè réaction et pour la 3e réaction. Donc c'est grâce à ces données thermodynamiques qu'on va pouvoir trouver ces frontières BH. Alors on y va. On a dit que c'était la première la la réaction numéro 2 qui pouvait nous donner la frontière entre Zn2+ et ZnOH2 solide bien entendu puisque la constante elle est égale à Zn2+ x OH- je suis à la recherche du pH. Donc je vais utiliser la constante dissociation de l'eau pour exprimer bien sûr le la relation entre OH- et H+. Donc voici H+ ce que je retire hein de cette égalité. J'applique moin log 2 pour avoir le pH. Donc si vous faites cette opération là, ça va vous donner 2 pH é= à - log zn+ plus donc ça va faire - 2 loge et log de KE c'est + PKE. Et ici bien sûr ça va être dans le dénominateur et ça va vous donner PK2. Comme nous avons donné la constante K2, nous la connaissons. La E c'est 10 - 14 donc nous connaissons aussi cette valeur. Z la concentration de Zn2+ égale à quoi ? Bien sûr si vous regardez hein ce que vous avez, la seule entité en solution c'est Zn2+. Donc la concentration du tracé c'est égal à la concentration de Zn2+. C'est la seule euh espèce en de z en solution. dans le domaine ou là où nous sommes en train de travailler, hein, puisque nous sommes là, nous cherchons une frontière ici, hein. Voilà. Donc, Zn+ vous la prenez euh 10 - 2, vous remplacez euh les valeurs et vous avez un pH qui est égal à 6 et demi. Donc voici la première frontière acidobasique entre Zn2+ et Zn-Oh2 solide. Faisons la même chose entre ces deuxl. Dans quelle donnée thermodynamique on va la trouver ? C'est au niveau de la constante 3. Donc la troisème réaction que je vous avais donné où il y avait la relation entre les deux entités qui nous intéressent de même. Donc vous exprimez votre constante de réaction. De la même manière, vous remplacez OH- par KE sur H+. Vous euh tirez H+ de cette égalité, vous appliquez log 2 et vous avez votre pH en fonction des PK3, PKE et de la concentration en agion. Quelle est cette concentration ? Bien comme tout à l'heure puisque la seule espèce de zinc en solution ici c'est l'agneau. Donc il va prendre toute la concentration du tracé qui est de 10 - 2. Et c'est ainsi que vous calculez votre pH que vous trouvez égal à 1375. Donc le pH d'équilibre ici c'est 1375. Voici donc la troisème étape qui a été faite, c'est-à-dire vous avez déterminé les frontières basique. Et en 4e et dernière étape et bien il ne reste plus qu'à déterminer les frontières rédoxes. Mais comme vous le voyez, vous avez plusieurs couples rédoxes selon le pH. Donc pour un pH inférieur à 6 et demi. Donc si je mets ici les frontière, je vais les tracer. Vous vous les tracez par exemple avec un crayon hein tout simplement parce qu'après on peut effacer le surplus. Donc vous voyez que les frontières pH sont toujours verticales. Donc vous savez quand fini Zn2+ et commence. Bon, fini commence bien entendu quand diminue he Zn2+ et le domaine de stabilité de ZNHOH2 solide commence et quand est-ce que bien sûr le on entre dans le domaine de stabilité où ici on appelle ça le domaine de prédominance de ZnOH4 de fois. Pour les frontières réoxes, ben vous voyez qu'on en a trois. Donc il y a une frontière entre Zn2+ et Zn solide. pour pH inférieur à 6. Pour un pH compris entre 6 et demi et 1375, nous allons chercher la frontière rédoxe entre ces deux bien sûr entre ces deux éléments du même couple réox. Et pour 13 soit supérieur, un pH supérieur à 1375, nous allons chercher la frontière entre les éléments de ce couple réox. Alors, on y va. Toujours notre table de bord. On va commencer par la première frontière qui est celle entre pour pH inférieur à 6 et demi entre Zn+ et Zn solide. Là, on sait faire hein. Donc, on écrit la demi-réaction. Bien sûr, on l'a déjà dit hein. Nombre d'oxydation de 2 est 0 hein, ne réécrit pas, on ne refait pas. Donc vous avez vos deux électrons. Euh elle est bien équilibrée, lui manque rien du tout. Donc on peut écrire le potentiel euh de ce couple-là. Hm. Potentiel standard - 006/ 2 électrons log de 1 sur la concentration de Zn2+. Alors le potentiel standard, il est donné, c'est aussi une donnée qui vous a été qui est fournie. et la concentration de Z2+ et ben vous le voyez là où on est en train de travailler, la seule espèce de zinc en solution c'est Z2+ donc il va prendre toute la concentration du tracé c'est-à-dire 10 - 2. Et on peut donc calculer ce potentiel h donc le potentiel standard c'est - 0,76, c'est une donnée et ça nous donne - 0,82. Donc c'est un potentiel qui ne dépend pas du pH mais il dépend de la concentration. Si on change la concentration la valeur va changer. L'essentiel c'est que nous avons déterminé cette première frontière et c'est normalement une horizontale. On peut donc la tracer. Donc la voici - 0,82 et une horizontale, on l'arrêt à 6 et demi. Donc si vous avez là une verticale qui déborde, ben vous effacez le plus. Donc voici la première frontière réoxe que nous avons tracé. Passons maintenant à la deuxème frontière rédox entre ces deux couples et ça se passe pour un pH compris entre 6 et 1375. Donc on équilibre cette demi-réaction, on écrit l'expression du potentiel. D'accord ? Donc ici les espèces de zinc sont toutes les deux solides. On est tranquille. Donc c'est un partout. Il ne reste plus que la concentration bien sûr de H+ qui va vous donner le pH. Donc voici l'expression du potentiel du couple qui nous intéresse. Alors, est-ce qu'on a le potentiel standard de ce couple ? Alors, on vous donne rarement un autre potentiel standard, hein. On vous donne le premier potentiel standard de ce couple-là, mais pour tous les autres couples, on n pas besoin de vous le donner. Pourquoi ? Est-ce que vous pouvez le déterminer tout seul ? Si vous regardez votre tableau de bord, et ben vous remarquerez qu'à 6 et demi, nous avons ici un point qui relie vos deux frontières. Donc comme le potentiel est continu à 6 et le potentiel du couple Zn2 + Zn égal au potentiel du couple ZOH2 solide Zn. Donc c'est comme ça que vous pouvez déterminer, n'est-ce pas, le votre potentiel standard. Donc voici le potentiel du couple là qui nous intéresse égal au potentiel du couple Zn+ Zn solide que nous venions de déterminer. Mais cette égalité, elle n'est valable que pour 6 et demi. Donc vous remplacez ici par 6 et demi et vous avez votre potentiel standard. Vous revenez à votre potentiel et vous remplacez par la valeur du potentiel standard. Donc voici la deuxième frontière réox que nous avons pu déterminer. Donc il suffit de la tracer elle aussi et de s'arrêter à 1375. Elle a une pente de - 006. 3è et dernière frontière maintenant que nous allons déterminer pour 13 pour un pH supérieur à 1375. Donc de même la demi-réaction, l'expression du potentiel. Cette fois-ci vous avez un élément en solution mais c'est le seul élément du zinc en solution. Donc vous pouvez remplacer cette concentration par la concentration du tracé. Donc voici l'expression finale. Nous avons nous devons aussi déterminer le potentiel standard comme tout à l'heure et cette fois-ci pour 13 pour un pH de 1375 le potentiel de ce couple égal au potentiel du couple sur lequel nous travaillons actuellement. Donc euh bien sûr ça c'est le potentiel de votre couple. vous avez - 006 parce que il y a une espèce euh ionique donc en solution. Donc à 1375, vu la continuité du potentiel, hm nous avons le potentiel du couple de tout à l'heure égal au potentiel de notre couple. Euh et vous pouvez en déduire le potentiel standard et ensuite le remplacer ici. H donc attention, vous avez 0,45 - 006 hein. C'est pour ça que ça vous donne 035. Donc voici notre dernière frontière que vous pouvez tracer. Donc elle a une pente plus forte. Voilà. Donc le diagramme simplifié. Attention, ça c'est grave très simple hein, du zinc avec les domaines que vous voyez devant vous. Alors, on a déjà nommé ces domaines. Je vous rappelle que les espèces en solution représentent sont dans des domaines de prédominance et les espèces solides sont dans des domaines appelés d'existence. Mais lorsque l'élément qui nous intéresse est un élément métallique, et bien nous pouvons nommer autrement ces domaines. Et le nom qu'on va donner à ces domaines sont parlants parce que l'objectif de tout ce que nous venons de faire, c'est quoi ? C'est de se demander est-ce que le zinc est attaqué par l'eau, est-ce qu'il est corrodé par l'eau ou pas ? Alors, comment on va appeler ces domaines ? Le domaine d'existence du zinc solide est appelé un domaine d'immunité. Donc, si vous êtes ici, c'est-à-dire que vous avez du zinc solide. Si vous avez du zinc solide, c'est que ce zinc et ben il n'a pas subi une transformation avec l'eau. Il est immunisé contre la corrosion. Donc les domaines d'existence de vos métaux, si vous aviez du fer solide, du cuivre solide, s'appelle des domaines d'immunité. Par contre, les domaines de prédominance du zin, donc les espèces en solution, ce sont des domaines de corrosion. Bien sûr, si votre zinc est passé sous forme Zn2+, donc il s'est solubilisé avec qui ? avec l'eau, il est évident que cela sous-entend, qu'il s'est corrodé. Et ce domaine-là, comment appelle-t-on ce domaine là ? Bien sûr, ce que c'est de la corrosion aussi puisque le zinc he est passé sous une forme hydroxyde qui n'est pas en tout cas métal et c'est une corrosion mais c'est une corrosion différente que celle-ci. C'est-à-dire que quand le zinc se corrode avec l'eau pour donner ZnOH2, ce solide là va adhérer à la plaque de zinc et il va arrêter la corrosion du zinc, c'est-à-dire il va former une barrière qui va empêcher l'eau d'entrer en contact avec votre plaque métallique de zinc. Ce phénomène est appelé passivation. Donc n'importe quel domaine solide qui n'est pas votre métal, c'est un domaine de passivation. C'est-à-dire que ce sont des solides qui vont adhérer à votre zinc et qui vont le protéger contre l'eau. Alors que bien sûr lorsque votre zinc passe en solution et ben il est pas protégé. Ces espèces vont en solution. Alors que les solides, les hydroxydes qu'on obtient par un phénomène de corrosion bien entendu, et bien ils vont finir par protéger votre euh votre métal contre un un plus de corrosion. Alors, nous allons voir encore plus ce détail, mais bien sûr, puisque depuis tout à l'heure je parlais de l'eau, et ben il serait intéressant de mettre notre diagramme de l'eau hein, superposé au diagramme de zinc. Je assure ici le domaine de stabilité de l'eau et je assure ici aussi le domaine de stabilité ou d'existence. diminuité du zinc parce que c'est ce que je veux voir. Je veux voir, je veux répondre à la question. Est-ce que le zinc réagit avec l'eau ? Et bien la réponse est oui. Quel que soit le pH, le domaine de stabilité du zinc et le domaine de stabilité de H2O sont 10 joints. Il n'y a aucune intersection entre les deux. Donc ils ne sont pas stables ensemble et ils réagissent ensemble. Ils réagissent par des réactions rédoxes. Bien entendu, qui va jouer le rôle d'oxydant ? Et ben, c'est celui qui est en haut. Donc c'est H2O. Et qui joue le rôle de réducteur ? C'est le zinc. Nous allons donc écrire ces réactions entre l'eau et le zincle. Mais bien entendu, le produit de ces réactions dépend du pH dans lequel nous travaillons. C'est-à-dire que si je suis en milieu acide, plus précisément pour un pH inférieur à 6 et demi, le zinc va réagir avec l'eau pour donner quoi ? Donc le zinc est en réducteur, il va donner Zn2+. Et l'eau quand elle a réagi avec le zinc, elle va donner quoi ? L'eau est un oxydant, elle va donner son réducteur H2. Donc voici les couples. H2OH2 H2O c'est lui le réactif. Et le deuxième couple Zn2 + Zn et c'est Zn le réactif. Donc c'est lui qu'on va mettre ici. Donc dans le bon sens hein, les réactifs. Donc je mets mes deux demi rééactions. Je suis en milieu acide. Donc bien entendu, les équilibrages se font avec H+. Je somme les deux en faisant bien attention qu'il y a le même nombre d'électrons. Ces électrons, c'est les mêmes, hein. C'est-à-dire que les les électrons donnés par le zinc sont récupérés par l'eau en milieu acide. La le bilan des deux vous donne la réaction qui vous explique nous avons une corrosion du zinc APH en milieu acide. Le zinc solide en milieu acide va être corrodé. Voyons maintenant en milieu basique. Donc je passe au pH supérieur à 1375. de même. Donc les deux domaines sont 10 joints parce que pour certains éléments, vous pouvez avoir des domaines conjoints à certains pH et des domaines disjoints à d'autres pH. Pour le zin, que les domaines sont disjoints quel que soit le pH. Donc de même ici l'eau va jouer le rôle d'oxydant. Elle va oxyder ZL et le résultat de cette oxydation c'est H2 pour l'eau et c'est ZnOH4 2 fois moins pour le zinc. Cette fois-ci, nous devons équilibrer avec OH- parce que nous sommes ici dans la lecture du diagramme. Donc, il faut être logique. Nous ne sommes pas dans l'établissement des diagrammes. Quand vous établissez un diagramme EPH, c'est-à-dire vous allez déterminer le potentiel rédox. Vous équilibrez toujours avec H+, même si vous êtes à pH basique. Mais une fois que vous avez établi vos diagrammes et que nous allons lire, expliquer les choses, il faut rester logique. Donc ici, je suis en milieu basique. Donc je reprends ma demi-équation et je l'équilibre avec OH-. Je prends l'autre demi-réaction pour l'eau H2OH2 et j'équilibre avec OH-. Donc c'est le passage pour l'équilibrage au lieu d'équilibrer avec H+ les charges, vous équilibrez avec OH- et vous sommez bien sûr en faisant attention au fait qu'il faut avoir les mêmes nombres d'électrons échangés. Et là, vous avez une réaction bilan tout à fait logique, hein. C'est-à-dire que le zinc en milieu basique et bien va se corroder. C'est aussi ici une corrosion. Finalement, en milieu neutre, qu'est-ce que nous avons en milieu neutre ? Et bien, c'est entre pH 6 et 1375. Vous allez me dire euh comment je vais équilibrer ? Est-ce que j'équilibre avec H+ ? ou avec OH- et bien on va faire les deux. Donc on va voir quel couple le zinc va être attaqué par l'eau et donner un autre solide l'hydroxyde zinc. Et l'eau bien sûr en attaquant le zinc va se transformer en son réducteur H2. Alors je peux équilibrer avec H+. Donc voici pour le zinc et voici pour l'eau. Et voici la somme. Donc le zinc avec l'eau donne son un produit qui a un solide plus H2 gazux. Si j'équilibre avec OH- et ben vous reprenez les deux coupes et vous équilibré avec OH- pour le zingle et voici pour l'eau. Et vous sommez les deux. vous retrouvez exactement la même chose. D'accord ? Donc cette fois-ci, c'est de la passivation, c'est-à-dire le produit de la réaction va adhérer à votre plaque ou à votre zinc solide et il le contact entre l'eau et le zinc va s'arrêter. Donc la corrosion va s'arrêter. C'est un phénomène de passivation. C'est une des manières aussi de protéger certains métaux de la corrosion, la passivation et utiliser cela. J'espère que cela a été clair. Bon, maintenant, il ne nous reste plus que le dernier chapitre à voir ensemble pour les courbes IE et nous aurons terminé ainsi notre programme. Mais bon, on en est pas là. Au revoir.