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
\({A{u^{3 + }} + 3Ag}\) \({ \to 3A{g^ + } + Au}\)
c) \({(H{g^{2 + }} + 2{e^ - }}\) \({ \to Hg) }\) x1
\({(Ag \to A{g^ + }}\) \({ + {e^ - }) }\) x2
Équation bilan
\({H{g^{2 + }} + 2Ag}\) \({ \to Hg + 2A{g^ + }}\)
d) \({(A{g^ + } + {e^ - }}\) \({ \to Ag) \times 2}\) 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 :
4.1 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
Exercice 2
Des équations de réactions, nous avons les classements suivants :
Lorsque la réaction est possible, nous avons
Lorsque la réaction est impossible nous avons
D’où le classification suivant
2.1. Couples oxydants/réducteurs intervenant dans les expériences :
Expérience 1
Fe2+ /Fe, Zn2+ /Zn
Expérience 2
Fe2+ /Fe, Cu2+ /Cu
Expérience 2
Al3+ /Al, Sn2+ /Sn
2.2 S’il y a dépôt de métallique sur la lame de métal, alors la réaction d’oxydoréduction est possible
Expérience 1
On doit avoir la réaction :
\(Zn \to Z{n^{2 + }} + 2{e^ - }\)
\(F{e^{2 + }} + 2{e^ - } \to Fe\)
D’où l’équation bilan
\(F{e^{2 + }} + Zn\) \( \to Z{n^{2 + }} + Fe\)
De l’équation, nous avons la classification suivante
Ce qui est en accord avec le tableau de classification électrochimique des métaux: il y aura dépôt de métal ( la réaction d’oxydoréduction est possible )
Expérience 2
De la même façon, nous avons l’équation :
\(Cu + F{e^{2 + }}\) \( \to C{u^{2 + }} + Fe\)
D’où la classification
Ceci n’est pas en accord avec le tableau de classification électrochimique des métaux: il n’y aura pas dépôt de métal ( la réaction d’oxydoréduction n’est pas possible )
Expérience 3
Nous avons l’équation :
\(2Al + 3S{n^{2 + }}\) \( \to 2A{l^{3 + }} + 3Sn\)
De l’équation, nous avons la classification suivante
Ce qui est en accord avec le tableau de classification électrochimique des métaux: il y aura dépôt de métal ( la réaction d’oxydoréduction est possible )
2.3 Équation bilan traduisant la réaction
Expérience 1
\(F{e^{2 + }} + Zn\) \( \to Z{n^{2 + }} + Fe\)
Expérience 2
\(2Al + 3S{n^{2 + }}\) \( \to 2A{l^{3 + }} + 3Sn\)
3.1 Les deux couples redox mis en jeu dans cette réaction sont :
\({S_2}O_6^{2 - }/SO_4^{2 - }\) \(H{g^{2 + }}/Hg_2^{2 + }\)
3.2 Demi-équations de réactions
\(Hg_2^{2 + } \to 2H{g^{2 + }} + 2{e^ - }\)
\({S_2}O_6^{2 - } + 4{H^ + } + 4{e^ - }\) \( \to 2SO_4^{2 - } + 2{H_2}O\)
L’oxydant fort est : \({S_2}O_6^{2 - }\)
Le réducteur fort est : \(Hg_2^{2 + }\)
Exercice III
L’Anode est le pôle négatif est subit une oxydation
La cathode est le pôle positif et le siège de la réduction
Pour une pile représentée ainsi :
\({U_{{M_1}{M_2}}} = E(M_1^{{n_1} + }/{M_1})\) \( - E(M_2^{{n_2} + }/{M_2})\)
| Cathode | Anode | U |
| C | A | 0,75 V |
| D | A | 0,49 V |
| C | B | 0,61 V |
\({U_{CA}} = {E^o}({C^{2 + }}/C)\) \( - {E^o}({A^{2 + }}/A)\) \( = 0,75\) \( \Rightarrow {E^o}({C^{2 + }}/C) \succ \) \({E^o}({A^{2 + }}/A)\)
\({U_{DA}} = {E^o}({D^{2 + }}/D)\) \( - {E^o}({A^{2 + }}/A)\) \( = 0,49\) \( \Rightarrow {E^o}({D^{2 + }}/D)\) \( \succ {E^o}({A^{2 + }}/A)\)
\({U_{DB}} = {E^o}({D^{2 + }}/D)\) \( - {E^o}({B^{2 + }}/B)\) \( = 0,61\) \( \Rightarrow {E^o}({D^{2 + }}/D)\) \( \succ {E^o}({B^{2 + }}/B)\)
\({U_{CA}} - {U_{DA}} = \) \({E^o}({C^{2 + }}/C) - {E^o}({D^{2 + }}/D)\) \( = 0,26\) \( \Rightarrow {E^o}({C^{2 + }}/C)\) \( \succ {E^o}({D^{2 + }}/D)\)
\({U_{DA}} - {U_{DB}} = \) \({E^o}({B^{2 + }}/B) - {E^o}({A^{2 + }}/A)\) \( = - 0,12\) \( \Rightarrow {E^o}({A^{2 + }}/A)\) \( \succ {E^o}({B^{2 + }}/B\)
Nous avons alors la classification suivante
2.1 Schéma de la pile nickel cuivre
2.2 L’Anode est le pôle négatif est subit une oxydation
L’anode est constitué du Nickel (Ni)
\({E^o}(C{u^{2 + }}/Cu) = 0,34{\rm{V}}\)
\({E^o}(N{i^{2 + }}/Ni) = - 0,23{\rm{V}}\)
2.3 Les ions \(SO_4^{2 - }\)vont progresser vers l’anode
2.4 Les électrons vont progresser vers la cathode.
2.5 D’après l’équation
\(C{u^{2 + }} + 2{e^ - } \to Cu\)
\(\frac{{{n_{{e^ - }}}}}{2} = \frac{{{n_{Cu}}}}{1} \Rightarrow {n_{{e^ - }}} = 2{n_{Cu}}\)
\({n_{{e^ - }}} = 0,05mol\)
Exercice IV
1. Les couples mis en jeu sont : \({S{n^{2 + }}/Sn,}\) \({{H^ + }/{H_2},\;}\) \({A{l^{3 + }}/Al}\)
Équation de dissociation de l’acide sulfurique
\({H_2}S{O_4} \to \) \(2{H^ + } + SO_4^{2 + }\)
L’étain est attaqué par l’acide sulfurique dilué avec formation de dihydrogène et d’ion étain (II)
\(? \to S{n^{2 + }} + {H_2}\)
Soit
\(2{H^ + } + 2{e^ - } \to {H_2}\)
\(Sn \to S{n^{2 + }} + 2{e^ - }\)
Équation bilan
\(Sn + 2{H^ + }\) \( \to S{n^{2 + }} + {H_2}\)
Ce qui permet cette classification
Équation de dissociation de chlorure d’étain
\(SnC{l_2} \to S{n^{2 + }}\) \( + 2C{l^ - }\)
Action du chlorure d’étain sur l’aluminium
\(S{n^{2 + }} + 2{e^ - } \to Sn\)
\(Al \to A{l^{3 + }} + 3{e^ - }\)
Soit : \(2Al + 3S{n^{2 + }}\) \( \to 2A{l^{3 + }} + 3Sn\)
Ce qui permet cette classification
D’où la classification définitive des trois couples redox suivantes
2.1 Selon le tableau suivant,
L’ion H+ va agit avec le métal situé en dessous de lui soit Zn.
2.2 Équation bilan de réaction
\(Zn \to Z{n^{2 + }} + 2{e^ - }\)
\(2{H^ + } + 2{e^ - } \to {H_2}\)
Équation bilan
\(2{H^ + } + Zn\) \( \to {H_2} + Z{n^{2 + }}\)
2.3 Relation entre les quantités de matière des éléments mis en jeu, d’après l’équation de réaction, on a :
\(2{H^ + } + Zn\) \( \to {H_2} + Z{n^{2 + }}\)
\(\frac{{{n_{H + }}}}{2} = \frac{{{n_{Zn}}}}{1}\) \( = \frac{{{n_{{H_2}}}}}{1} = \frac{{{n_{Z{n^{2 + }}}}}}{1}\)
2.4 Déterminons les quantités de matière de réactif :
Nombre de mole de H+
\({n_{{H^ + }}} = [{H^ + }].{\rm{V = }}\) \({50.10^{ - 3}} \times 1 = 0,05\)mol
Nombre de mole de Zn
\({n_{Zn}} = \frac{{{m_{Zn}}}}{{{M_{Zn}}}}\) \( = \frac{1}{{65,4}} = \) \(1,53 \times {10^{ - 2}}\) mol
2.5 Déterminons le réactif en défaut ( limitant )
D’après l’équation de réaction \({n_{{H^ + }}} = 2{n_{Zn}}\) or pratiquement \({n_{{H^ + }}} \succ 2{n_{Zn}}\)
Le zinc est en défaut (limitant )
2.6 Déterminons les quantités de matières des produits
\({n_{Zn}} = {n_{{H_2}}}\) \( = 1,53 \times {10^{ - 2}}\) mol
\({n_{Zn}} = {n_{Z{n^{2 + }}}}\) \( = 1,53 \times {10^{ - 2}}\) mol
Calculons le volume du dihydrogène dégagée dans les condition ou Vm = 24,4 L
\({n_{{H_2}}} = \frac{{{{\rm{V}}_{{H_2}}}}}{{{\rm{V}}m}} \Rightarrow \) \({{\rm{V}}_{{H_2}}} = 1,53 \times {10^{ - 2}} \times 24,4\) \( = 0,37L\)
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
Anode : \(Zn \to Z{n^{2 + }} + 2{e^ - }\)
Cathode : \(2{H_3}{O^ + } + 2{e^ - }\) \( \to {H_2} + 2{H_2}O\)
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
\(2{H_3}{O^ + } + Zn\) \( \to {H_2} + 2{H_2}O\) \( + Z{n^{2 + }}\)
\({n_{Zn}} = {n_{{H_2}}}\)
\(\frac{{I \times t}}{{2NA.\left| e \right|}} = \frac{{V({H_2})}}{{Vm}}\) \( \Rightarrow V({H_2}) = \) \(\frac{{I \times t}}{{2NA.\left| e \right|}}Vm\)
\(V({H_2}) = 54mL\)
Exercice 6
1.1 Schéma de la pile
1.2 Équation de fonctionnement
D’après la classification des couples redox
\({E^o}(A{u^{3 + }}/Au) = 1,5V\)
\({E^o}(M{g^{2 + }}/Mg) = - 2,37V\)
On a :
\(Mg \to M{g^{2 + }} + 2{e^ - }\)
\(A{u^{3 + }} + 3{e^ - } \to Au\)
Equation bilan
\(2A{u^{3 + }} + 3Mg\) \( \to 2Au + 3M{g^{2 + }}\)
1.3. Calcule de la f.é.m. pour la concentration de la solution égale à 1 mol/L
\(U = {E^o}(A{u^{3 + }}/Au)\) \( - {E^o}(M{g^{2 + }}/Mg)\) \( = - 1,57 - ( - 2,37)\) \( = 0,8{\rm{V}}\)
2.1. Déterminons le potentiel standard du couple Mg2+ /Mg
\(E_1^o = {E^o}(C{u^{2 + }}/Cu)\) \( - {E^o}(M{g^{2 + }}/Mg)\) \( = + 0,34 - \) \({E^o}(M{g^{2 + }}/Mg) = 2,71{\rm{V}}\)
\({E^o}(M{g^{2 + }}/Mg)\) \( = + 0,34 - 2,71\) \( = - 2,37{\rm{V}}\)
Déterminons le potentiel standard du couple Pt2+/Pt
\(E_2^o = {E^o}(P{t^{2 + }}/Pt)\) \( - {E^o}(C{u^{2 + }}/Cu)\) \( = {E^o}(P{t^{2 + }}/Pt)\) \( - 0,34 = 0,76{\rm{V}}\)
\({E^o}(P{t^{2 + }}/Pt) = \) \( + 0,34 + 0,76 = \) \( + 1,1{\rm{V}}\)
3. Schéma pile P3
