Correction exercice I Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice I
1. Dans cet exercice, il est question d’identifier le nature des entités échangées :
a. 2H2O→←\vboxto.5ex\vssH3O++OH−
Ce n’est pas une réaction d’oxydoréduction, car il n’y a pas eu transfert d’électrons, plutôt dissociation de la molécule d’eau.
b. Fe2++2HO−→Fe(OH)2
Ce n’est pas une réaction d’oxydoréduction, c’est la formation d’un précipité.
c.3Ni2++2Al →3Ni+2Al3+
Oui, c’est une réaction d’oxydoréduction.
Couple redox : Al3+/Al et Ni2+/Ni
Demi-équations redox :
Ni2++2e−→Ni x3
Al→Al3++3e− x2
Équation bilan
3Ni2++2Al →3Ni+2Al3+
d. Hg2++Ag →Hg+Ag+
Oui, c’est une réaction d’oxydoréduction.
Couple redox Hg2+/Hg et Ag+/Ag
Demi-équations redox :
Hg2++2e−→Hg x1
Ag→Ag++e− x2
Équation bilan
Hg2++2Ag →Hg+2Ag+
e. H3O++Zn →H2+Zn2+
Oui, c’est une réaction d’oxydoréduction.
Couple redox : H3O+/H2 et Zn2+/Zn
Demi-équations redox :
H3O++e− →12H2+H2O x2
Zn→Zn2++2e− x1
Équation bilan
2H3O++Zn →H2+Zn2+ +2H2O
f. 2Cu+→Cu2++Cu
Ce n’est pas une réaction d’oxydoréduction.
2. Écrivons les demi-équations des couples Oxydant/Réducteur suivants :
a)O3(g)/O2(g)
Le principe est le suivant :
1 Écrire son équation redox O3+e−→O2
2. Équilibrons tous les atomes autres que O et H. ( ils n’en existent pas )
3. Équilibrons les O en ajoutant des molécules d’eau. O3+e−→O2+H2O
4. Équilibrons les H en ajoutant des protons H+. O3+e−+2H+ →O2+H2O
5. Complétons le nombre d’électrons pour respecter les charges électriques
O3+2e−+2H+ →O2+H2O
b)HClO(aq)/Cl2(g)
1 Écrivons son équation redox : HClO(aq)+e−→Cl2(g)
2. Équilibrons tous les atomes autres que O et H. HClO(aq)+e− →12Cl2(g)
3. Équilibrons les O en ajoutant des molécules d’eau. HClO(aq)+e− →12Cl2(g)+H2O
4. Équilibrons les H en ajoutant des protons H+.
HClO(aq)+e−+H+ →12Cl2(g)+H2O
5. Complétons le nombre d’électrons pour respecter les charges électriques
HClO(aq)+1×e− +1×H+→12Cl2(g) +H2O
Soit : 2HClO(aq)+2e−+2H+ →Cl2(g)+2H2O
c)O2/H2O(l)
1 Écrivons son équation redox O2+e−→H2O(l)
2. Équilibrons tous les atomes autres que O et H. ( ils n’en existent pas )
3. Équilibrons les O en ajoutant des molécules d’eau. O2+e−→ H2O(l)+H2O(l)
4. Équilibrons les H en ajoutant des protons H+. O2+e−+4H+ →2H2O(l)
5. Complétons le nombre d’électrons pour respecter les charges électriques
O2+4e−+4H+ →2H2O(l)
e)NO−3/NO(g)
1)NO−3+e−→NO(g)
2)NO−3+e−→NO(g)
3)NO−3+e−→NO(g)+2H2O
4)NO−3+e−+4H+→ NO(g)+2H2O
5)NO−3+3e−+4H+ →NO(g)+2H2O
f)Al(OH)−4/Al
1)Al(OH)−4+e−→Al
2)Al(OH)−4+e−→Al
3)Al(OH)−4+e−→Al+4H2O
4)Al(OH)−4+e−+4H+ →Al+4H2O
5)Al(OH)−4+3e− +4H+→Al+4H2O
g)Cr2O2−7/Cr3+
1)Cr2O2−7+e−→Cr3+
2)Cr2O2−7+e−→2Cr3+
3)Cr2O2−7+e−→2Cr3++7H2O
4)Cr2O2−7+e−+14H+ →2Cr3++7H2O
5)Cr2O2−7+6e− +14H+→2Cr3++7H2O
h)CH3COOH/CH3CH2OH
1)CH3COOH+e−→CH3CH2OH
2)CH3COOH+e−→CH3CH2OH
3)CH3COOH+e−→CH3CH2OH+H2O
4)CH3COOH+e−+4H+ →CH3CH2OH+H2O
5)CH3COOH+4e−+4H+ →CH3CH2OH+H2O
Correction exercice II Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice II
1. Équilibrons les équations bilans de réactions métal-ion métallique suivantes : a)Hg2++Cu→Hg+Cu2+
1. On écrit les deux demi-équations :
Hg2++2e−→Hg
Cu→Cu2++2e−
2. On s’arrange pour avoir le même nombre d’électrons transférés dans les deux équations, pour cela :
Hg2++2e−→Hg x1
Cu→Cu2++2e− x1
3. On additionne alors les deux demi équations, les électrons n’apparaissent plus : Hg2++Cu→Hg+Cu2+
Ag++Fe→Ag+Fe2+
1. On écrit les deux demi-équations :
A{g^ + } + {e^ - } \to Ag
Fe \to F{e^{2 + }} + 2{e^ - }
2. On s’arrange pour avoir le même nombre d’électrons transférés dans les deux équations, pour cela :
A{g^ + } + {e^ - } \to Ag x2
Fe \to F{e^{2 + }} + 2{e^ - } x1
3. On additionne alors les deux demi équations, les électrons n’apparaissent plus : 2A{g^ + } + Fe \to 2Ag + F{e^{2 + }}
N{i^{2 + }} + 2{e^ - } \to Ni x3
Al \to A{l^{3 + }} + 3{e^ - } x2
Equation bilan
{\rm{ 2}}Al + 3N{i^{2 + }} \to 2A{l^{3 + }} + 3Ni
Equation bilan
d){\rm{ }}C{d^{2 + }} + Zn \to Cd + Z{n^{2 + }}
C{d^{2 + }} + 2{e^ - } \to Cd x1
Zn \to Z{n^{2 + }} + 2e x1
Equation bilan
{\rm{ }}C{d^{2 + }} + Zn \to Cd + Z{n^{2 + }}
2. Équilibrons les équations-bilan pour les réactifs suivants :
a ) Ion mercure (II) et cuivre (II)
H{g^{2 + }} + Cu \to ?
Couples (Hg2+ / Hg) et (Cu2+ /Cu)
H{g^{2 + }} + Cu \to C{u^{2 + }} + Hg
b ) Ion permanganate ( ) et ion ferreux Fe2+ en milieu acide
Couples ( MnO_4^ - ) et (Fe3+ /Fe2+ )
MnO_4^ - + F{e^{2 + }} \to M{n^{2 + }} + F{e^{3 + }}
MnO_4^ - + {e^ - } \to M{n^{2 + }}
MnO_4^ - + {e^ - } \to M{n^{2 + }} + 4{H_2}O
MnO_4^ - + 5{e^ - } + 8{H^ + } \to M{n^{2 + }} + 4{H_2}O
F{e^{2 + }} \to F{e^{3 + }} + {e^ - }
MnO_4^ - + 5{e^ - } + 8{H^ + } \to M{n^{2 + }} + 4{H_2}O{\rm{ }} X1
F{e^{2 + }} \to F{e^{3 + }} + {e^ - } X5
MnO_4^ - + 8{H^ + } + 5F{e^{2 + }} \to M{n^{2 + }} + 4{H_2}O + 5F{e^{3 + }}
Correction exercice III Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice III
1. Les ions en solutions sont issus de la décomposition du nitrate d’argent suivant l’équation : AgN{O_3} \to Ag + NO_3^ - {\rm{ }}
Les ions en solution sont alors A{g^ + } et NO_3^ -
2. Oui, en effet, l’élément argent est au départ sous forme ionique (Ag+) et à la fin sous forme atomique ( Ag métal ). Il y a eu réduction. il faut nécessairement qu’une autre entité soit oxydée, c’est le zinc métallique qui passe sous forme ionique (Zn2+)
La réaction est donc une réaction d’oxydoréduction.
3. Les couples mises en jeu sont : A{g^ + }/Ag et Z{n^{2 + }}/Zn
Oxydants : Ag+ et Zn 2+
Réducteurs : Ag et Zn
4. Équation bilan de la réaction
A{g^ + } + {e^ - } \to Ag
Zn \to Z{n^{2 + }} + 2{e^ - }
soit 2A{g^ + } + Zn \to 2Ag + Z{n^{2 + }}
5. La réaction s’arrêtera soit :
- Quand toute la lame de zinc aura été consommée
Quand toutes les ions Ag+ auront été consommés
Correction exercice IV Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice IV
1. Les ions en solution sont issus de la décomposition du chlorure d’or suivant l’équation : AuC{l_3} \to A{u^{3 + }} + 3C{l^ - }
Les ions en solution sont alors : A{u^{3 + }} et {\rm{ }}C{l^ - }
2. C’est donc une réaction d’oxydoréduction car il y a transfert d’électrons.
3. L’ion or est passé à l‘état métal : il a été réduit suivant l’équation A{u^{3 + }} + 3{e^ - } \to Au
L’argent a été oxydé suivant l’équation : Ag \to A{g^ + } + {e^ - }
4. Équation bilan : 3Ag + A{u^{3 + }} \to 3A{g^ + } + Au
5.1 Calculons la masse d’or déposée sur la lame;
De l’équation AuC{l_3} \to A{u^{3 + }} + 3C{l^ - }
On a : {n_{AuC{l_3}}} = {n_{A{u^{3 + }}}} \Leftrightarrow \frac{{{C_{AuC{l_3}}}}}{{{V_{AuC{l_3}}}}} = \frac{{{m_{A{u^{3 + }}}}}}{{{M_{A{u^{3 + }}}}}} alors {m_{Au}} = \frac{{{C_{AuC{l_3}}}}}{{{V_{AuC{l_3}}}}} \times {M_{Au}} {m_{Au}} = 3,94 \times {10^{ - 2}}g
5.2 Calculons la concentration molaire des ions argent dans la solution
De l’équation bilan, Nous avons : \frac{{{n_{A{g^ + }}}}}{3} = \frac{{{n_{A{u^{3 + }}}}}}{1} \Leftrightarrow \frac{{[Ag + ]}}{{3{v_{AuC{l_3}}}}} = \frac{{{n_{A{u^{3 + }}}}}}{1} soit [A{g^ + }] = \frac{{3{n_{A{u^{3 + }}}}}}{1} \times {V_{AuC{l_3}}} [A{g^ + }] = 3 \times {10^{ - 2}}mol/L
Correction exercice V Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice V
1. Les ions présents en solution sont entre autre : {H^ + },C{l^ - },Cl{O^ - }
Il y a réaction du ClO– et production de Cl2 soit Cl{O^ - } \to C{l_2}
ClO– vient du couple ClO-/Cl2 , Cl2 vient du couple Cl2/Cl-
Les demi-équations sont alors : Cl{O^ - } + {e^ - } + 2{H^ + } \to \frac{1}{2}C{l_2} + {H_2}O
Soit : 2Cl{O^ - } + 2{e^ - } + 4H \to C{l_2} + 2{H_2}O
Pour le second couple, 2C{l^ - } \to C{l_2} + 2{e^ - }
D’où l’équation bilan ; 2Cl{O^ - } + 2C{l^ - } + 4{H^ + } \to 2C{l_2} + 2{H_2}O
2. Le dichlore est réducteur du couple ClO-/Cl2 et oxydant du couple Cl2/Cl-. Il joue un double rôle.On dit il se dismute
Correction exercice VI Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice VI
1. Nous avons l’équation de dissociation suivante : AgN{O_3} \to A{g^ + } + NO_3^ -
1. Les couples redox qui interviennent dans l’expérience sont : A{g^ + }/Ag et Z{n^{2 + }}/Zn
2. Équation de réaction Zn + 2A{g^ + } \to Z{n^{2 + }} + 2Ag
3.1 D’après l’équation suivantes : AgN{O_3} \to A{g^ + } + NO_3^ -
On a : {n_{AgN{O_3}}} = {n_{A{g^ + }}} = CV = 0,02 mol soit {m_{Ag}} = {n_{A{g^ + }}} \times {M_{Ag}} = 2,16g
3.2 Calcule de la masse de zinc ayant disparu
De l’équation bilan, On a : {n_{Zn}} = \frac{{{n_{A{g^ + }}}}}{2} \Rightarrow {m_{Zn}} = \frac{{{n_{A{g^ + }}}}}{2}{M_{Zn}} {m_{Zn}} = 0,65g
Correction exercice VII Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice VII
1. Calcule de la quantité d’ions Ag+
D’après l’équation de dissociation AgNO3,
AgN{O_3} \to A{g^ + } + NO_3^ -
Ainsi : {n_{AgN{O_3}}} = {n_{A{g^ + }}} = {C_{AgN{O_3}}}.V soit {n_{A{g^ + }}} = 2,0 \times {10^{ - 2}}.100 \times {10^{ - 3}} = 2 \times {10^{ - 3}}mol
2. Équation bilan de réaction
Cu \to C{u^{2 + }} + 2{e^ - }
A{g^ + } + {e^ - } \to Ag
Equation bilan
Cu + 2A{g^ + } \to 2Ag + C{u^{2 + }}
3. Masse maximale d’argent : {m_{Ag}} = {m_{A{g^ + }}} = {n_{Ag}}{M_{Ag}} = 2,16g
4. Quantité d’ions Cu2+ présent en solution
D’après l’équation de réaction : {n_{C{u^{2 + }}}} = \frac{{{n_{Ag}}}}{2} = 1,0 \times {10^{ - 3}}mol
5. Concentration d’ions Cu2+ : [C{u_{2 + }}] = \frac{{{n_{Ag}}}}{{2V}} = \frac{{{C_{AgN{O_3}}}V}}{{2V}} = \frac{{{C_{AgN{O_3}}}}}{2} soit [C{u_{2 + }}] = 1,0 \times {10^{ - 2}}mol/L
Correction exercice VIII Généralités sur l’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice VIII
1. La charge de l’ion palladium est
Q=+2e soit Pd2+
2. Équation bilan de réaction ; P{d^{2 + }} + Zn \to ?
Soit P{d^{2 + }} + Zn \to Pd + Z{n^{2 + }}
3. Calcule de la masse du palladium déposée
Nous avons à l’énoncé la concentration massique Cm, {C_m} = \frac{m}{V}
Elle est différente de la concentration molaire C. C = \frac{n}{V}, soit C = \frac{n}{V} = \frac{m}{{M.V}} = \frac{{{C_m}}}{M}
Ainsi : {C_{N{a_2}PdC{l_4}}} = \frac{{{{\left( {{C_m}} \right)}_{N{a_2}PdC{l_4}}}}}{{{M_{N{a_2}PdC{l_4}}}}} = 0,51 \times {10^{ - 3}}mol/L
soit : {n_{N{a_2}PdC{l_4}}} = {n_{P{d^{2 + }}}} \Rightarrow {m_{P{d^{2 + }}}} = {n_{N{a_2}PdC{l_4}}} \times {M_{P{d^{2 + }}}} donc {m_{P{d^{2 + }}}} = 0,27 \times {10^{ - 2}}g
