Exercice I Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice I
1. On électrolyse une solution de AgNO3 entre des électrodes d’argent.
a. Écrivez les équations des réactions à l’anode et à la cathode puis l’équation bilan de l’électrolyse.
b. Quelle est théoriquement la tension minimale nécessaire pour réaliser cette électrolyse?
Exercice II Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice II
L’ion permanganate MnO−4(aq)MnO−4(aq) est en solution acide.
1. Écrire les demi-équations électroniques correspondant aux couples oxydant/réducteur suivants :
MnO−4(aq)/Mn2+(aq)MnO−4(aq)/Mn2+(aq) et Fe3+(aq)/Fe2+(aq)Fe3+(aq)/Fe2+(aq)
2. Écrire l’équation de réaction entre les ions permanganate et les ions fer (II) en milieu acide.
3. On dose une solution d’ions fer (II) dont le volume V1 =20 mol/l et de concentrations inconnues C1. Sachant qu’il a fallu verser un volume V2 =18,6 mL d’une solution acide de permanganate de potassium de concentration molaire C2=50mmol/L pour obtenir le point d’équivalence, déterminer la concentration molaire de la solution d’ions fer (II)
4. Donner un tableau décrivant l’évolution du système au cours du dosage
Exercice III Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice III
On dose un volume V1 = 20mL d’une solution de diiode de concentration molaire C1 avec une solution de thiosulfate S2O2−3S2O2−3. L’indicateur coloré utilisé est le thiodène (l'empois d'amidon, mélangé à de l'urée). Les couples sont :
S4O2−6(aq)/S2O2−3(aq)S4O2−6(aq)/S2O2−3(aq) et I2/I−(aq)I2/I−(aq)
1. Ecrire les demi-équations électroniques correspondant à ces couples ainsi que l’équation bilan de la réaction de dosage.
2. Annoter le schéma
3. La concentration molaire de la solution de thiosulfate de sodium est C2=40 mmol/L. pour obtenir le virage du réactif coloré, il a fallu verser un volume de thiosulfate V2=17,2 mL.
Déterminer la concentration molaire C1 de la solution de diiode
4. Donner le tableau décrivant l’évolution du système au cours du dosage
Exercice IV Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice : IV Dosage de l’eau oxygénée
Les lentilles de contact doivent être décontaminées et nettoyées après usage. Une solution d’eau oxygénée (peroxyde d’hydrogène H2O2H2O2 ) peut être utilisée à cet effet. Sur l’ étiquette d’ une solution de peroxyde d’hydrogène, on peut lire : H2O2H2O2 : 30 g.L-1.
1. Quelle est la signification de cette indication ?
Pour contrôler cette indication, on peut doser, après acidification, le peroxyde d’hydrogène contenu dans V = 10,0 mL de cette solution par une solution de permanganate de potassium de concentration C’ = 0,20 mol.L-1 . Les ions MnO−4(aq)MnO−4(aq) sont violets, les autres espèces incolores.
2. Établir l’équation de la réaction de dosage
3. Décrire le protocole à suivre : dispositif expérimental, verrerie utilisée, électrodes nécessaires, repérage de l’équivalence.
4. Le volume V’E versé à l’équivalence vaut 17,6 mL. Déterminer la quantité d’ions permanganate introduits à l’équivalence et en déduire la concentration de la solution en peroxyde d’hydrogène.
Le résultat est-il en accord avec la valeur annoncée ?
Données : Couples oxydant/réducteur : MnO−4(aq)/Mn2+(aq)MnO−4(aq)/Mn2+(aq), O2(g) / H2O2 (aq) , M(H) = 1g.mol -1 , M(O) = 16 g.mol-1.
Exercice V Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice V
1. On pèse 1,0g de sulfate de fer (II) impur. On le dissout dans un peu d'eau et on acidifie la solution à l'aide d'acide sulfurique et on ajoute la solution de permanganate. La coloration rose persistante est obtenue lorsque nous avons ajouté 24,5mL d'une solution de permanganate de potassium 0,025 M.
Calculez la masse de sulfate de fer(II) dans 1,0g de sulfate de fer impur.
2. L'anion thiosulfate S2O2−3 est un réducteur capable de réduire l'iode I2 en anions iodure.
a) Etablissez l'équation de la réaction sachant qu'en libérant deux électrons, deux anions thiosulfate se transforment en un anion tétrathionate (S4O2−6).
b) Les solutions d'ions I−, S2O2−3 et S4O2−6 sont incolores. Celles d'iode sont jaunes ou brunes suivant la concentration.
La coloration brune de l’iode disparaissant au contact des ions thiosulfate, on peut utiliser cette réaction pour doser l’iode. Dès que l'on dépasse le point d'équivalence la solution se décolore puisque toutes les molécules d'iode sont consommées. Pour rendre ce dosage plus précis, on utilise un indicateur de fin de réaction, l'empois d'amidon. Celui-ci forme avec l'iode un composé de couleur bleue. Cet indicateur est utilisé en faible quantité quand la solution d'iode est devenue très pâle, juste avant l'équivalence.
On prélève un volume Vox=20 mL d'une solution d'iode à doser. La coloration bleue est obtenue lorsque nous avons ajouté 16,0 mL d'une solution de thiosulfate de concentration 0,12 mol•L -1 .
Quelle est la concentration de la solution d'iode ?
Exercice VI Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice VI
Afin de doser une solution de dichromate de potassium K2Cr2O7, on fabrique une solution de sulfate de fer (II) (FeSO4) à C1=0,02 mol/L.
1. Écrire les demi-équations des couples Cr2O2−7 /Cr3+ et Fe3+/Fe2+ en milieu acide.
2. Écrire l’équation de la réaction de dosage entre les ions Cr2O2−7 et Fe2+.
3. Il n’est pas possible de procéder à un dosage simple, car les ions Cr2O2−7 sont jaune-orangés, Cr3+ verts et Fe3+ rouille. On ne verrait aucun changement de couleur à l’équivalence.
On procède alors de la façon suivante :
Dans V1 = 50 mL de la solution de sulfate de fer (II), on verse V = 10 mL de la solution de dichromate de potassium. On admettra que les ions Fe2+ sont en excès par rapport aux ions Cr2O2−7. Il suffit alors de doser les ions Fe2+ restant par le permanganate de potassium KMnO4. Pour cela on utilise une solution à C2 = 0,010 mol/L de permanganate de potassium. La teinte violette persiste pour un volume versé de cette solution égale à V2(eq) = 12,0 cm3.
a- Écrire les demi-équations des couples MnO−4/Mn2+ et Fe3+/Fe2+ en milieu acide.
Écrire l’équation de la réaction de dosage entre les ions MnO−4 et Fe2+.
b- Calculer la quantité de matière d’ions permanganate MnO−4 versés à l’équivalence.
c- En déduire la quantité de matière d’ions Fe2+ oxydés par les ions permanganate.
d- Calculer la quantité de matière d’ions Fe2+ contenus dans les 50 mL du prélèvement initial.
e- Quelle est la quantité de matière d’ions Fe2+ oxydés par les ions Cr2O2−7?
f- Quelle est la quantité de matière d’ions Cr2O2−7 qui ont réagi? En déduire la concentration C, de la solution de dichromate de potassium étudiée.
Exercice VII Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice VII: Dosage de l’eau de Javel
L’eau de Javel est un désinfectant énergique constitué d’un mélange équimolaire d’ions chlorure Cl− et hypochlorite ClO−. On désire vérifier l’indication portée sur une bouteille d’eau de Javel : 12°chl (12 degrés chlorométriques). Le degré chlorométrique est égal au volume (exprimé en litre et mesuré à 0°C sous 1,013 bar) de dichlore Cl2 que peut libérer un litre d’eau de Javel sous l’action d’un acide selon l’équation :
ClO−(aq) +Cl−(aq) +2H+(aq) →Cl(g) +H2O
Une mesure directe du volume de dichlore ainsi libérée est délicate. On utilise donc un dosage en deux étapes. On fait agir un excès d’iodure de potassium, K++I−, sur une prise d’essai d’eau de Javel : le diiode ainsi formé est dosé par une solution de thiosulfate de potassium de concentration connue. L’eau de Javel étant concentrée, on doit la diluer 10 fois.
1. On introduit, dans un erlenmeyer, dans l’ordre donné ci- après, V0 = 10 mL de solution d’eau de Javel diluée, 20 mL de solution d’iodure de potassium à 100 g.L-1 et 15 gouttes d’acide acétique pur.
Ecrire l’équation de la réaction entre les ions hypochlorite et iodure, sachant que les ions hypochlorite sont réduits en ions chlorure. Le taux d’avancement final de la réaction est égal à 1.
2. On dose le diiode formé par une solution de thiosulfate de sodium, 2Na++S2O2−3, à la concentration C’ = 0,10 mol.L -1 . Le volume versé à l’équivalence vaut VE’ = 10,6 mL.
2.a) Écrire l’équation de la réaction entre le diiode et les ions thiosulfate sachant qu’il se forme des ions iodure et tétrathionate S4O2−6 .
2.b) Comment évolue la teinte de la solution contenue dans l’erlenmeyer au cours du dosage ? Comment a-t-on repéré l’équivalence ? Comment peut-on améliorer la précision de ce repérage ?
2.c) A-t-on réalisé un dosage direct ou indirect des ions hypochlorite ?
2.d) Déterminer la concentration des ions hypochlorite dans la solution diluée, puis dans la solution commerciale d’eau de Javel.
2.e) Ce résultat est-il en accord avec l’indication portée par l’étiquette de ce produit ? Donnée : R = 8,314 J.K-1 .mo -1 .
Exercice VIII Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice VIII (Dosage en retour)
Pour préparer l’eau de javel, on laisse barboter du dichlore Cl2 dans une solution de soude (Na++OH−). Il se forme l’ion chlorure Cl− et l’ion hypochlorite ClO−.
Doser l’eau de javel revient à doser l’ion ClO− grâce à une solution d’iodure de potassium en excès.
1. Écrire l’équation de la réaction de formation l’eau de javel.
2. Dans un bécher, on verse 10 cm3 d’eau de javel acidifiée par l’acide chlorhydrique. Puis on ajoute 5,0 cm3 d’une solution d’iodure de potassium de concentration CKI=0,2mol/L
a- Écrire les demi-équations des couples intervenant.
b- En déduire l’équation bilan de la réaction. Quelle est la teinte prise par le contenu du bécher ?
3. Le diiode formé est alors dosé par une solution décimolaire de thiosulfate de sodium (2Na++S2O2−3) (c’est un dosage dit dosage en retour).
a- Écrire les demi-équations puis l’équation bilan de cette deuxième réaction.
b- Il faut verser 3,0 cm3 de solution réductrice pour obtenir la décoloration du contenu du bécher. En déduire la concentration molaire en ions ClO− dans l’eau de javel utilisée.
4. Vérifier que l’iodure de potassium était bien en excès.
Données : Couples : I2/I−; ClO−/Cl2; S4O2−6
Exercice IX Notion d’oxydoréduction en solution aqueuse
Exercice IX (Dosage en retour)
On dispose d'une solution S1 contenant des ions Cu2+(aq). Pour déterminer la concentration en ion cuivre (II), on utilise un dosage qui met en jeu deux réactions successives.
Protocole expérimental :
On prélève un volume V1 = 20,0 mL de la solution S1 que l'on place dans un erlenmeyer, on ajoute une solution d'iodure de potassium (K++I−)(aq) ( Réaction 1). On dose ensuite le diiode formé I2(aq) par une solution de thiosulfate de sodium (2Na++ S2O2−3)(aq). ( réaction 2 ). L'erlenmeyer est placé sous une burette contenant la solution de thiosulfate de sodium telle que [S2O2−3]= 0,4mol/L. L'équivalence est repérée grâce à l'utilisation d'empois d'amidon ajouté. Le volume de solution de thiosulfate ajouté est alors VE = 12,4 mL.
On donne les trois couples redox I2/I−, Cu2+/Cu et S4O2−6/S2O2−3-.
1. Pour chacune des réactions écrire les demi-équations électroniques ainsi que l'équation bilan
2. Dans la réaction (1), il est nécessaire que l'ion iodure soit en excès par rapport aux ions cuivre (II). Justifier.
3. La méthode proposée constitue-t-elle un dosage direct ou indirect ? Justifier.
4. Quelle relation lie les quantités de matière de diiode nI2 et d'ion de thiosulfate de sodium nS2O2−3 mises en jeu lors de la réaction 2.
5. Quelle relation lie les quantités de matière de diiode nI2 et d'ion cuivre II nCu2+ mises en jeu lors de la réaction 1.
6. En déduire la concentration [Cu2+] de la solution S1.
