Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

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Chimie

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Correction exercice

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Cours sur la notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercices sur la notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Evaluation sur la notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Correction I Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercice I
a. Dans la solution, on a les espèces suivantes : \(A{g^ + }\), \(NO_3^ - \), \({H_2}O\).
À l’anode, l’oxydation fait intervenir le réducteur dont E° est le plus petit :
\(2{H_2}O\) \( \to \) \(4{H^ + } + \) \({O_2} + \) \(4{e^ - }\)
(Pas de réaction possible avec \(NO_3^ - \))
C’est la réaction avec l’argent qui aura lieu.
Bilan de l’électrolyse :
\(2{H_2}O\) \( + 4A{g^ + }\) \( \to \) \(4{H^ + } + \) \({O_2} + \) \(4Ag\)
b. La tension à vide est :
\(\Delta E = \) \(1,23 - 0,8\) \( = 0,43\) V

Correction II Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Correction III Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercice III
1. Écrivons les demi-équations de réaction
\({I_2} + \) \(2{e^ - }\) \( \to \) \(2{I^ - }(aq)\)
\({S_4}O_6^{2 - }(aq)\) \( + 2{e^ - }\) \( \to \) \(2{S_2}O_3^{2 - }(aq)\)
L’équation de la réaction est alors la suivante
\({S_4}O_6^{2 - }(aq)\) \( + {I_2}\) \( \to \) \(2{S_2}O_3^{2 - }(aq)\) \( + 2{I^ - }(aq)\)
Schéma annoté
Déterminons la concentration molaire C₁ de la solution de diiode
\(Vred = \) \(Veq = \) \(17,2\) Ml
\(Cred = \) \({C_2} = \) \([{S_2}O_3^{2 - }]\) \( = 40\) mmol/L
\(Vox = \) \({V_1} = 20\),
\(Cox = \) \({C_1} = \) \([{I_2}] = ?\)
D’après l’équation bilan de la réaction,
\(2{n_{{I_2}}} = \) \({n_{{S_2}O_3^{2 - }}} \Rightarrow \) \({C_{ox}} = \) \(\frac{{{V_{eq}}}}{{2{V_{ox}}}}{C_{red}}\) \( = 17,2\) mmol/L
Le tableau décrivant l’évolution du système au cours du dosage est

Volume de \({S_2}O_3^{2 - }\) titrant versé	Avancement de la réaction : \(x\)	Quantité matière de \({S_2}O_3^{2 - }\) titrante introduite	Quantité matière de \({I_2}\) titrée restante	Quantité matière de \({S_2}O_3^{2 - }\) titrante restante
Le réducteur introduit		Le réducteur introduit	L'oxydant introduit	Le réducteur restant
\({V_O}\)	0	0	\({n_{ox}}\)	0
\({V_1} \prec Veq\)	\({x_1}\)	\({x_1} = {V_1}{C_{red}}\)	\({n_{ox}} - \) \(\frac{{{x_1}}}{2} \succ 0\)	0
\({V_2} = Veq\) \({V_2} = 17,2\) mL	\({x_2} = {x_{eq}}\)	\({x_2} = {V_2}{C_{red}}\) \({x_2} = \) \(688\mu mol\)	\({n_{ox}} - \) \(\frac{{{x_2}}}{2} = 0\)	0
\({V_3} \succ Veq\)	\({x_3}\)	\({x_3} = {V_3}{C_{red}}\)	\({n_{ox}} - \) \(\frac{{{x_2}}}{2} = 0\)	\(({V_3} - \)\({V_{eq}}){C_{red}}\)

Correction IV Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Correction V Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Correction VI Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercice VI
1. Écrivons les demi-équations des couples :
\(C{r_2}O_7^{2 - }\) \( + 14{H^ + }\) \( + 6{e^ - }\) \( \to \) \(2C{r^{3 + }}\) \( + 7{H_2}O\)
\(F{e^{2 + }}\) \( \to \) \(F{e^{3 + }}\) \( + {e^ - }\)
2. Soit l’équation bilan suivante
\(C{r_2}O_7^{2 - }\) \( + 14{H^ + }\) \( + 6F{e^{2 + }}\) \( \to \) \(2C{r^{3 + }}\) \( + 6F{e^{3 + }}\) \( + 7{H_2}O\) (1)
3.a Écrivons les demi-équations des couples :
\(MnO_4^ - \) \( + 8{H^ + }\) \( + 5{e^ - }\) \( \to \) \(M{n^{2 + }}\) \( + 4{H_2}O\)
\(F{e^{2 + }}\) \( \to \) \(F{e^{3 + }}\) \( + {e^ - }\)
Soit l’équation bilan suivante
\(MnO_4^ - \) \( + 8{H^ + }\) \( + 5F{e^{2 + }}\) \( \to \) \(M{n^{2 + }}\) \( + 5F{e^{3 + }}\) \( + 4{H_2}O\) (2)
Calculons la quantité de matière d’ions permanganate \(MnO_4^ - \) versés à l’équivalence.
\({n_{MnO_4^ - }} = \) \({C_2}.{V_{eq}} = \) \(1,2 \times {10^{ - 4}}\) mol
En déduisons la quantité de matière d’ions \(F{e^{2 + }}\) oxydés par les ions permanganate
À l’équivalence d’après l’équation (2), nous avons
\({n_{MnO_4^ - }}\) \( = 5{n_{MnO_4^ - }}\) \( = 5{C_2}.{V_{eq}}\) \( = 6,0 \times {10^{ - 4}}\) mol
Calculons la quantité de matière d’ions \(F{e^{2 + }}\) contenus dans les 50 mL du prélèvement initial.
\({n_{F{e^{2 + }})i}}\) \( = {C_1}{V_1}\) \( = 1,0 \times {10^{ - 3}}\) mol
Calcule de la quantité de matière d’ions \(F{e^{2 + }}\) oxydés par les ions \(C{r_2}O_7^{2 - }\)
\(n{'_{F{e^{2 + }})ox}}\) \( = {n_{F{e^{2 + }})i}}\) \( - {n_{F{e^{2 + }})ox}}\) \( = 4,0 \times {10^{ - 4}}\) mol
Calcule de la quantité de matière d’ions \(C{r_2}O_7^{2 - }\) qui ont réagi
D’après l’équation (1), à l’équivalence
\({n_{C{r_2}O_7^{2 - }}} = \) \(\frac{{n{'_{F{e^{2 + }})ox}}}}{6}\) \( = {C_1}{V_1}\) \( - 5{C_2}{V_{eq}}\)
AN :
\({n_{C{r_2}O_7^{2 - }}} = \) \(\frac{{4,0 \times {{10}^{ - 4}}}}{6}\) \( = 6,7 \times {10^{ - 5}}\) mol
Calcule de la concentration C, de la solution de dichromate de potassium étudiée.
\(C = \) \([C{r_2}O_7^{2 - }]\) \( = \frac{{n{'_{F{e^{2 + }})ox}}}}{{6V}}\) \( = 6,7 \times {10^{ - 3}}\) mol/L

Correction VII Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercice VII
1. Soient les demi-équations de réaction suivantes :
\(Cl{O^ - }(aq)\) \( + 2{H^ + }(aq)\) \( + 2{e^ - }\) \( \to \) \(C{l^ - }(aq)\) \( + {H_2}O(aq)\)
\(2{I^ - }(aq)\) \( \to \) \({I_2}(aq)\) \( + 2{e^ - }\)
L’équation de réaction devient
\(Cl{O^ - }(aq)\) \( + 2{H^ + }(aq)\) \( + 2{I^ - }(aq)\) \( \to \) \({I_2}(aq) + \) \(C{l^ - }(aq) + \) \({H_2}O(aq)\)
Le taux d’avancement étant égale à 1, la réaction est totale
Écrivons l’équation de la réaction entre le diiode et les ions thiosulfate
\({I_2}(aq) + \) \(2{S_2}O_3^{2 - }(aq)\) \( \to \) \(2{I^ - }(aq)\) \( + {S_4}O_6^{2 - }(aq)\)
2.b) Après la première réaction (question 1), la solution est de couleur marron (éléments diiode). Au cours du dosage, la solution se décolore progressivement, au fur et à mesure que le diiode disparaît. On repère l’équivalence au moment où la solution est totalement décolorée. On peut éventuellement améliorer le contraste en rajoutant de l’empois d’amidon, qui va colorer la solution en bleu-noir en présence du diiode, et redevient brusquement incolore.
2.c) La concentration des ions hypochlorite n’est pas déterminée directement d’où la dénomination de dosage indirect
2.d) A l’équivalence du dosage du diiode, les réactifs (\({I_2}\)et \(2{S_2}O_3^{2 - }\)) sont dosés dans les proportions stœchiométriques :
\(n({I_2}) = \) \(\frac{{{n_{eq}}({S_2}O_3^{2 - })}}{2}\) \( = \frac{{C'V{'_E}}}{2}\)
Et le diiode a été formé par réaction avec l’hypochlorite, dans laquelle les ions iodure étaient en excès :
\({n_{final}}({I_2})\) \( = {n_{final}}(Cl{O^ - })\) \( = \frac{{C'V{'_E}}}{2}\)
Ainsi :
\({[Cl{O^ - }]_{dosé}}\) \( = \frac{{C'V'E}}{{2Vo}}\) \( = 5,3 \times {10^{ - 2}}\) mol/L
Et dans la solution commerciale, dix fois plus concentrée :
\({[Cl{O^ - }]_{commercial}}\) \( = 0,53\) mol/L
2.e) Cohérence avec l’indication de l’étiquette :
Il faut calculer combien de \(C{l_2}\) pourrait être produit par 1L
\(Cl{O^ - }(aq)\) \( + C{l^ - }(aq)\) \( + 2{H^ + }(aq)\) \( \to \) \(C{l_2}(aq)\) \( + {H_2}O(aq)\)
On a donc
\(n(C{l_2})\) \( = n(Cl{O^ - })\) \( = [Cl{O^ - }]{V_{test}}\)
\({V_{test}} = 1L\)
D’après la loi des gaz parfaits : \(PV = nRT\)
Nous avons :
\(V(C{l_2}) = \) \(\frac{{n(C{l_2})RT}}{P}\) \( = \) \(\frac{{[Cl{O^ - }]{V_{test}}.RT}}{P}\) \( = 12L\)

Correction VIII Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercice VIII
Écrivons l’équation de la réaction de formation l’eau de javel.
\(C{l_2}\) \( + 2H{O^ - }\) \( \to \) \(C{l^ - }\) \( + Cl{O^ - }\) \( + {H_2}O\)
2.a - Écrivons les demi-équations des couples intervenant
\(2{I^ - }\) \( \to \) \({I_2} + \) \(2{e^ - }\)
\(\;2Cl{O^ - }\) \( + 4{H^ + }\) \( + 2{e^ - }\) \( \to \) \(C{l_2} + \) \(2{H_2}O\)
2.b Équation bilan de la réaction
\(2Cl{O^ - }\) \( + \;2{I^ - }\) \( + 4{H^ + }\) \( \to \) \({I_2} + \) \(C{l_2} + \) \(2{H_2}O\;\) (1)
Il se forme du diiode lors de cette réaction donc le contenu du bécher devient jaune-orangé.
3.a - Écrivons les demi-équations .
\({I_2} + \) \(2{e^ - }\) \( \to \) \(2{I^ - }\)
\(2{S_2}{O_3}^{2 - }\) \( \to \) \({S_4}{O_6}^{2 - }\) \( + 2{e^ - }\)
Équation bilan de cette deuxième réaction
\(2{S_2}{O_3}^{2 - }\) \( + {I_2}\) \( \to \) \({S_4}{O_6}^{2 - }\) \( + 2{I^ - }\)
3.b Calcule de la concentration molaire en ions ClO^- :
D’après l’équation (2) on a :
\({n_{{I_2}}} = \) \(\frac{1}{2}{n_{{S_2}{O_3}^{2 - }}}\)
Le \({n_{{I_2}}}\) dose dans l’équation (2) est égal au \({n_{{I_2}}}\) paru dans l’équation (1)
D’après l’équation (1) on a
\({n_{{I_2}}} = \) \(\frac{1}{2}{n_{Cl{O^ - }}}\) \( = \frac{1}{2}{n_{{I^ - }}}\)
D’où
\({n_{(Cl{O^ - })}}_{disparu}\) \( = 2{n_{{I_2}}}\) \( = {n_{{S_2}{O_3}^{2 - }}}\)
On en déduit
\(\left[ {Cl{O^ - }} \right] = \) \(\left[ {{S_2}{O_3}^{2 - }} \right]\) \(\frac{V}{{Vs}}\;\;\)
[ClO-] =3,0.10-2 mol/L
4. Vérification de l’excès d’iodure de potassium :
Au départ on a
\({n_{{I^ - }}}_{)o} = \) \({C_{KI}}.{V_{KI}}\;\) \( = {10^{ - 3\;}}\) mol
De plus
\({n_{\left( {Cl{O^ - }} \right)o}} = \) \(3,0 \times {10^{ - 4}}\) mol
D’après l’équation (1) , on doit avoir : \({n_{{I^ - }}}_{)o} = \) \({n_{\left( {Cl{O^ - }} \right)o}}\)
Or \({n_{{I^ - }}}_{)o} \succ \) \({n_{\left( {Cl{O^ - }} \right)o}}\)
donc l’iodure de potassium est bien en excès.

Correction VIII Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

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