Correction des exercices sur la notion de couple oxydant-réducteur : Classification électrochimique

Correction I Correction des exercices sur la notion de couple oxydant-réducteur : Classification électrochimique

Exercice 1
1.1 Vrai
Oxydation : Perte d’électrons
Réduction : Gain d’électrons
1.2 Vrai
1.3 Faux, Cu²⁺ n’est pas l’ion conjugué de Fe
1.4 Vrai
2.1 Couples redox présents dans l’extrait ci-cdessous
$A{g^ + }/Ag$ ,   $C{u^{2 + }}/Cu$ ,    $F{e^{2 + }}/Fe$
2.2 L’oxydant le plus fort est : Ag+ et le réducteur le plus fort Fe
2.3 On peut réduire l’ion Cu²⁺ à l’aide de Fe et Ag⁺ à l’aide de Cu et Fe.
3.1 Équilibrons les équations
a) ${(A{u^{3 + }} + 3{e^ - }}$ ${ \to Au) }$    x2
${(Hg \to H{g^{2 + }}}$ ${ + 2{e^ - }) }$       x3
Équation bilan
${2A{u^{3 + }} + 3Hg}$ ${ \to 3H{g^{2 + }} + 2Au}$
b) ${(A{u^{3 + }} + 3{e^ - }}$ ${ \to Au) }$    x1
${(Ag \to A{g^ + }}$ ${ + {e^ - }) }$       x3
Équation bilan
${A{u^{3 + }} + 3Ag}$ ${ \to 3A{g^ + } + Au}$
${(H{g^{2 + }} + 2{e^ - }}$ ${ \to Hg) }$     x1
${(Ag \to A{g^ + }}$ ${ + {e^ - }) }$                x2
Équation bilan
${H{g^{2 + }} + 2Ag}$ ${ \to Hg + 2A{g^ + }}$
${(A{g^ + } + {e^ - }}$ ${ \to Ag) \times 2}$       x2
${(Cu \to C{u^{2 + }}}$ ${ + 2{e^ - }) \times 1}$    x1
Équation bilan
${2A{g^ + } + Cu}$ ${ \to C{u^{2 + }} + 2Ag}$
3.2 Classification électronique des couples y intervenant :
Ainsi : L’action des ions Cu²⁺ sur Ag
On aura ${C{u^{2 + }}}$ plus oxydant que ${A{g^ + }}$ alors que ce n’est pas le cas dans l’échelle des pouvoirs oxydants
Réaction n’est pas possible
4.2Réaction possible
4.3Réaction n’est pas possible
4.4.Réaction possible

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Correction V Correction des exercices sur la notion de couple oxydant-réducteur : Classification électrochimique

Exercice 5
1. Polarisation de la pile
$- {\rm{ }}Zn/Z{n^{2 + }}{\rm{ }}||{H_3}{O^ + }/{H_2}{\rm{ }} +$
2. Les ions en solution sont : ${Z{n^{2 + }},{\rm{ }}S{O_4}^{2 - }}$
Si le pont salin contient du chlorure de potassium KCl, on aura également K⁺ et Cl^-3. Équation bilan de la réaction
$Zn \to Z{n^{2 + }} + 2{e^ - }$
$2{H_3}{O^ + } + 2{e^ - }$ $\to {H_2} + 2{H_2}O$
Équation bilan
$2{H_3}{O^ + } + Zn$ $\to {H_2} + 2{H_2}O$ $+ Z{n^{2 + }}$
4. Le signe du potentiel de l’électrode de zinc
Si U est la f.é.m. de cette pile, alors
$U = {E^o}( + ) - {E^o}( - )$ $= {E^o}(E.S.H)$ $- {E^o}(Z{n^{2 + }}/Zn) \succ 0$
Car, la pile débite $U \succ 0$
Ainsi : ${E^o}(Z{n^{2 + }}/Zn) \prec 0$
Avec ${E^o}(E.S.H) = 0{\rm{V}}$
5. Calculons la variation de de masse m de l’électrode de zinc.
Pour avoir la perte de masse, nous devrons connaître le nombre de mole d’électrons ayant quitté l’électrode de zinc pendant que la pile débite
$Zn \to Z{n^{2 + }} + 2{e^ - }$
${n_{Zn}} = \frac{{{n_{{e^ - }}}}}{2} = \frac{{I \times t}}{{2NA.\left| e \right|}}$
${m_{Zn}} = \frac{{I \times t}}{{2{N_A}.\left| e \right|}}{M_{Zn}}$ $= 0,147g$
Le temps est donnée en seconde et l’intensité du courant en ampère.
6. Calcule du volume de gaz dégagé, d’après l’équation globale
$2{H_3}{O^ + } + Zn$ $\to {H_2} + 2{H_2}O$ $+ Z{n^{2 + }}$
${n_{Zn}} = {n_{{H_2}}}$
$\frac{{I \times t}}{{2NA.\left| e \right|}} = \frac{{V({H_2})}}{{Vm}}$ $\Rightarrow V({H_2}) =$ $\frac{{I \times t}}{{2NA.\left| e \right|}}Vm$
$V({H_2}) = 54mL$

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Correction VII Correction des exercices sur la notion de couple oxydant-réducteur : Classification électrochimique

Correction VIIICorrection des exercices sur la notion de couple oxydant-réducteur : Classification électrochimique

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