Aurélie jan 05

Oxydant réducteur : oxydo-réduction

première S

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  1.  On réalise un mélange de 2 acides dans un verre à pied, on verse un volume V1=20mL d'acide chlorhydique, de concentration C1=0,50 mol.L-1 et un volume V2=10mL d'acide sulfurique, de concentration C2=1,0 mol.L-1. On introduit dans la solution 4,0 g de zinc ; celui-ci est attaqué et il se forme du dihydrogène.
    - A la fin de la réaction, reste-il du zinc métal ? Si oui, quelle masse?
    - Quelle est alors la concentration en ions zinc de la solution finale?
    Zn = 65,4 g/mol

 


corrigé
Zn (s)+ 2H+ = Zn2+ + H2 (g)

Qté de matière de zinc : 4/65,4 = 6,12 10-2 mol.

les ions oxonium sont apportés par l'acide :

chlorhydrique : C1V1 =0,5*0,02 =0,01 mol

sulfurique H2SO4 = 2 H+ + SO42- soit 2C2V2= 2*1*0,01 = 0,02 mol

soit au total : 0,03 mol

Zn (s)
+ 2H+
= Zn2+
+ H2 (g)
départ
0,061 mol
0,03
0
0
en cours
0,061-x
0,03-2x
x
x
fin
0,061-xmax

0,061-0,015 =0,046

0,03-2xmax =0
xmax

0,015 mol

xmax

0,015 mol

0,03-2xmax =0 soit 0,03-2xmax= 0,015 mol

masse de zinc restante : 0,046 *65,4 = 3 g.

volume solution finale : 0,01+0,02=0,03 L ; [ Zn2+]= 0,015 / 0,03=0,5 mol/L.



Oxydation en milieu basique

  1. Ecrire les demi-éqaution des couples Al3+ /Al(s) et H+ / H2. En déduire l'équation représentant la réaction de l'aluminium avec les ions H+.
  2. L'alumium réagit aussi avec une solution d'hydroxyde de sodium en donnant l' ion aluminate AlO2-. L'équation chimique obtenue à la question précédente est-elle acceptable pour représenter cette réaction de l'aluminium en milieu basique?
  3. Montrer que l'on peut écrire une équation chimique dont les réactifs sont Al3+ et HO- et dont AlO2- et H2O sont les seuls produits. Est-ce une équation d'oxydoréduction ?
  4. En milieu basique , les ions H+ ne sont pas présentts et la demi-équation H2 (g) = 2H+ + 2e- n'est donc pas appropriée pour représenter le couple oxydant/réducteur dont H2 (g) est la forme réduite .Qu'obtient -on en combinant cette demi-aquation avec l'équation chimique 2H+ + 2HO- =2H2O ?
  5. A partir des résultats des questions précédentes, proposer une équation chimique qui rende compte de la réaction de l'aluminium Al (s) avec une solution d'hydroxyde de sodium.
  6. Quantité d'électricité
    - 180 mL de dihydrogène gazeux sont formés quand la totalité d'un morceau d'aluminium a réagi avec une solution d'hydroxyde de sodium. selon l'équation chimique:
    2Al(s)+2HO- +2H2O =2AlO2-+3H2(g). Sachant que le volume molaire est 24L.mol-1, déterminer la quantité de matière d'aluminium mise en jeu.
    - Quelle quantité de matière d'électrons a été transféré pendant cette réaction ?
    - Calculer la valeur de la charge électrique transportée par cette quantité d'électrons.
     

 


corrigé
2 fois{Al (s)=Al3+ + 3 e- }et 3 fois{ 2H+ + 2e-= H2}

2Al + 6H+ = 2 Al3+ + 3 H2

non, car la réaction ci-dessus est en milieu acide (H+)

Al3+ + 2H2O =AlO2- + 4H+ réaction acide base

4HO- + 4H+ = 4H2O

faire la somme : Al3+ + 2H2O +4HO- + 4H+ = AlO2- + 4H+ +4H2O

et en simplifiant Al3+ + 4HO- = AlO2- +2H2O

puis reprendre Al (s)+ 3H+ = Al3+ + 1,5 H2

et 3H2O=3HO- + 3H+

et faire l'addition des trois équations précédentes :

Al(s) + HO- +H2O = AlO2- +1,5 H2


Qté de mlatière dihydrogène : 0,18 / 24 = 7,5 10-3 mol

d'après les coefficients de l'équation ci-dessus : Qté de matière aluminium = 7,5 10-3 / 1,5 = 5 10-3 mol

or 2H+ + 2e- = H2

donc la quantité de matière d'électrons est égale au double de la quantité de matière de dihydrogène

0,015 mol électrons

La charge d'une mole d'électrons est en valeur absolue égale à 96 500 C

Qté de matière d'électricité : 96500*0,015 = 1447 C.





 Un échantillon de masse m=0,20g, d'un solide réduit en poudre, supposé ne contenir que du soufre S, est enflammé puis introduit dans un flacon contenant un volume de 1,0 L de dioxygène O2 et un volume V0=50mL d'eau distillée. La réaction de combustion du soufre a pour équation S + O2 --> SO2. Lorsque la réaction est terminée, le flacon est agité pour que tout le dioxyde de soufre formé de dissolve. Soit S la solution obtenue.

  1. Déterminer la composition théorique en quantité de matière du système après la combustion.
    - En déduire la concentration théorique Cth en dioxyde de soufre de la solution obtenue après l'agitation.
  2. Pour déterminer la concentration C de la solution S, on en prélève, avec précision, un volume V=10,0mL que l'on introduit dans un erlenmeyer. On ajoute environ 10mL d'eau distillée. Un systeme d'agitation est mis en place et on dose par une solution S1 de permanganate de potassium de concentration C1=0,02 mol/L Le volume versé de S1 pour atteindre l'équivalence est Ve=13mL. Au cours de la réaction, SO2 (incolore) est transformé en ion SO42-(incolore) et l'ion permanganate MnO4-(rouge violet) transformé en ion manganèse II Mn2+(incolore).
    - Avec quel materiel prélève-t-on S1 ?
    - Pourquoi ajoute-t-on de l'eau? Avec quel matériel l'ajoute-t-on ?
     
    - Ecrire les demi-équations d'oxydoréduction correspondant aux 2 couples mis en jeu. 
    - Comment l'equivalence est-elle repérée?
    - Trouver la concentration C de la solution S à l'aide d'un tableau.
    - En comparant les concentrations Cth et C, calculer le pourcentage en soufre de l'échantillon de masse m.
     

corrigé
Qté de matière :

n0(S)= masse (g) / masse molaire (g/mol) = 0,2 /32 = 6,25.10-3 mol

n0 (O2)= 1/22,4 = 4,5.10-2 mol

S
+O2
SO2
départ
6,25.10-3 mol
4,5.10-2 mol
0
en cours
6,25.10-3 -x
4,5.10-2 -x
x
fin
6,25.10-3 -xmax=0
4,5.10-2 - xmax

4,5.10-2 -6,25.10-3 =

0,038 mol

xmax

6,25.10-3 mol

6,25.10-3 -x
max =0 soit xmax =6,25.10-3 mol

le réactif en excès est O2 

[SO2]= 6,25.10-3 / 0,05 = 0,125 mol/L. 

pipette jaugée de 10,0 mL  

On dilue la solution pour ne pas utliser une solution concentrée ; on mesure l'eau avec une éporouvette graduée (pas besoin de précision) 

MnO4- est réduit en ion Mn2+

2 fois{ MnO4- + 8H++5e- = Mn2+ + 4H2O}

SO2 est oxydé en SO42-

5 fois{ SO2 + 2H2O = SO42- + 4H++2e-}

2 MnO4- + 5SO2 + 2H2O = 2Mn2++ 5SO42- + 4H+ 

MnO4- introduit avant l'équivalence est transformé en Mn2+ ; la solution reste incolore à l'équivalance Mn2+ ajouté n'est plus consommé ; la solution devient rouge violet. 

A l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques.


2 MnO4- ajouté
+ 5 SO2
initial
0
CV= C*0,01 mol
en cours
2x=C1V1
0,01C-5x
équivalence
2 xeq=C1Véq = 0,02*0,013=2,6 10-4

xeq=1,3 10-4 mol

0,01C-5xéq=0

C=5xéq/0,01 = 6,5 10-2 mol/L

C/Cth=  0,065 /0,125= 0,5

en conséquence dans l'échantillon il n'y a que 50% de soufre.


 Soit une solution d'ions cuivre II, dans laquelle on met de la poudre de zinc (par exemple 100mL d'une solution de concentration molaire 0,2mol/L et environ 3g de poudre de zinc. Agiter. On observe alors un dépôt de cuivre et une décoloration de la solution due à la disparition d'ions cuivre II.

  1. Ecrire l'équation de la réaction envisageable. (Sa constante d'équilibre est K=1037)
  2. Calculer le quotient de réaction dans l'état initial.
  3. Quel est le sens d'évolution du système chimique ?
  4. Jusqu'à quelle valeur de l'avancement final le système évolue-t-il ?
  5. Peut-on considérer la transformation comme totale?

 


corrigé
Cu 2+ + Zn (s)= Zn 2++ Cu (s) constante d'équilibre K= [Zn 2+]éq/[Cu 2+]éq

quotient de réaction initial : Qr,i = [Zn 2+]i/[Cu 2+]i =0 car [Zn 2+]i=0

Qr,i inférieur à la constante d'équilibre donc évolution dans le sens direct de gauche à droite.


Cu 2+
+ Zn (s)
= Zn 2+
+ Cu (s)
initial
0,1*0,2 = 0,02 mol
3/65,4 =0,046 mol
0
0
en cours
0,02-x
0,046-x
x
x
fin
0,02-xfin

xfin =0,02 mol

0,046-xfin

excès de 0,026 mol

xfin=0,02 mol
xfin=0,02 mol
zinc en excès, Cu2+ réactif limittant

la réaction s'arrète lorsque tout les ions Cu2+ sont consommés

la constante d'équilibre est très élevée, donc réaction totale



On veut recouvrir de nickel un objet en cuivre.

  1. Ecrire l'équation de la réaction entre les ions nickel(II) et le cuivre avec les nombres stoechiométriques entiers les plus petits possibles.
  2. La constante d'équilibre associée à cette équation vaut K=4,8 10-20 . Peut on recouvrir de nickel un objet en cuivre en l'immergeant dans une solution de chlorure de nickel (II) à 1 mol/L en présence de nickel ? Justifier.
  3. On dépose sur une plaque de cuivre, une masse de nickel de 6,23g.
    - Quelle quantité d'électricité doit traverser l'électrolyseur pour cela ?
    - Quelle est la durée de l'électrolyse avec une intensité constante et égale à 2 A ?
  4. Quelle a été la variation de masse de l'électrode en cuivre ?

Données :masses atomiques molaires (g/mol) : Cu = 63,5 ; Ni= 58,7.


corrigé
Ni2+ + Cu (s)= Cu 2++ Ni (s)

constante d'équilibre très petite, cette réaction ne peut s'effectuer naturellement dans le sens direct.

elle peut s'effectuer par électrolyse d'une solution de sulfate de nickel avec une cathode en cuivre .

Qté de nickel déposée à la cathode : masse (g) / masse molaire (g/mol) =6,23 / 58,7 =0,106 mol

or Ni2+ + 2e- = Ni(s)

donc 2*0,106 = 0,212 mol d'électrons.

la charge d'une mole d'électrons est en valeur absolue égale à 96 500 C.

Qté d'électricité : 96500*0,212 = 20483 C.

durée (s) = Qté d'électricité (C) / intensité (A) = 20483/2 =10241 s =170,7 min = 2 h 50 min.

la masse de l'électrode, anode en cuivre diminue de : 0,106 mol

soit en masse : 0,106*63,5 = 6,7 g.



On effectue le dosage d'une solution aqueuse de sulfate de fer(II) par une solution de permanganate de potassium de concentration c2=0,01 mol/L. On prélève 20 mL de la solution d'ions fer (II) que l'on place dans un bécher et on l'acidifie avec de l'acide sulfurique concentré. On obtient l'équivalence losqu'on a versé 16,2 mL de la solution de permanganate de potassium.

  1. Ecrire l'équation-bilan de la réaction pour ce dosage.
  2. Faire le schéma du dispositif.
  3. Définir l'équivalence. Comment la repère t-on pour ce dosage?
  4. Indiquer les espèces chimiques présentes avant l'équivalence, à l'équivalence et après l'équivalence.
  5. Quelle relation entre les quantités de matières d'ions fer(II) et d'ions permanganate peut-on écrire à l'équivalence?( l'acide sulfurique étant ajouté en excès).
  6. En déduire la concentration en ion fer (II).
  7. Calculer la masse de sulfate de fer (II) hydraté: FeSO4, 7H20 que l'on doit mettre en solution pour obtenir 500mL de cette solution. 

Données: couple oxydant-réducteur: MnO4-/Mn2+ ; Fe3+/Fe2+

Masse molaires atomiques en g/mol: MFe=56 ; MS=32 ; MO=16 ; MH=1.0


corrigé
MnO4- est réduit en ion Mn2+

MnO4- + 8H++5e- = Mn2+ + 4H2O

Fe2+ est oxydé en Fe3+

5Fe2+ = 5Fe3+ +5e-

MnO4- + 5Fe2+ + + 8H+ = Mn2++ 5Fe3+ + 4H2O

MnO4- introduit avant l'équivalence est transformé en Mn2+ ; la solution reste incolore à l'équivalance Mn2+ ajouté n'est plus consommé ; la solution devient rouge violet. 

avant l'équivalence l'ion Fe2+ est en excès

A l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques.

après l'équivalence l'ion permanganate est en excès.


MnO4- ajouté
+ 5 Fe2+
initial
0
CV= C*0,02 mol
en cours
x=C1V1 = 0,01 V1
0,02C-5x
équivalence
xeq=C1Véq = 0,01*0,0162=1,62 10-4

xeq=1,62 10-4 mol

0,02C-5xéq=0

C=5xéq/0,02 = 4,05 10-2 mol/L

masse molaire FeSO4, 7H20 : 56+32+64+7*18 =278 g/mol

Qté de matière de sulfate de fer dans ½ L : 2,025 10-2 mol

masse de sulfate de fer heptahydraté : 278*2,025 10-2 = 5,6 g.





On plonge une lame de nickel dans un bécher contenant 250 mL d'acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol/L. On laisse la réaction se dérouler puis on retire la lame et on détermine la concentration des ions oxonium restants : [H3O+]= 0,0025 mol/L.

  1. Déterminer la masse de nickel qui a réagi.
  2. Déterminer le volume de dihydrogène dégagé au cours de l'expérience.

Vmol=22,4 L/mol ; Ni = 58,7 g/mol


corrigé
Ni (s) + 2H+ = Ni2+ +H2(g)


Ni (s)
+ 2H+
= Ni2+
+H2(g)
initial
n
CV= 0,1*0,25

=0,025 mol

0
0
en cours
n-x
0,025-2x
x
x
fin
n-xfin =0

n=xfin

0,025-2x fin =0,0025*0,25 =

6,25 10-4 ;

x fin=½(0,025-6,25 10-4 )=1,219 10-2 mol

x fin
x fin
masse de nickel ayant réagi : 1,219 10-2*58,7 = 0,72 g.

volume dihydrogène = 1,219 10-2 *22,4 = 0,27 L.



Un morceau de fer de 2,56 g est introduit dans 100 mL d'une solution contenant des ions H+. Du dihydrogène est produit et le morceau de fer disparait. Fe : 56 g/mol ; volume molaire des gaz 24 L/mol.

  1. Ecrire l'équation correspondant a cette réaction.
  2. A l'aide d'un tableau d'avancement de la réaction chimique, trouver le volume Vgaz de dihydrogene qui s'est formé et la concentration en ions Fe2+
  3. On prélève exactement 10,0mL de cette solution que l'on introduit dans un bécher. On y ajoute une solution de permanganate de potassium. Une réaction chimique a lieu, représentée par l'équation chimique:
    MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
    - Quelle quantité de matière d'ions permanganate faut-il verser pour que les ions MnO4- et Fe2+ soient dans les proportions stoechiométriques ?
    - Quelle doit etre la concentration en ion permanganate pour que l'ajout corresponde exactement à 10 mL?
  4. Si la solution contenant des ions Fe2+ est exposée au dioxygene de l'air, une partie des ions Fe2+ se ransforme en ions Fe3+. Comment cela se traduirait-il dans la réaction chimique de la question c)?

corrigé
 

Fe + 2 H3O+ ----> Fe2+ + 2 H2O + H2(g)

Fe
+ 2 H3O+
----> Fe2+
+ 2 H2O
+ H2(g)
initial
2,56 / 56

= 0,0457 mol

excés ( le fer disparaît)
0
excés
0
en cours
0,0457-x
x
x
fin
0,0457-xmax=0
xmax
xmax
xmax=0,0457 mol.

volume d'hydrogène (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)= 0,0457*24 = 1,1 L.

[Fe2+]fin= 0,0457 / 0,1 = 0,457 mol/L.

quantité de matière d'ions permanganate qu'il fautverser pour que les ions MnO4- et Fe2+ soient dans les proportions stoechiométriques :

d'après l'équation : nFe2+ = 5 nMnO4- ; nMnO4- = 0,2 nFe2+ = 0,2*0,0457 = 0,0091 mol.

[MnO4-]=0,0091 / 0,01 =0,91 mol/L.

si une partie des ions Fe2+ est oxydé par l'air, il faudra moins d'ion MnO4- pour oxyder le reste



 L'acide iodhydrique H+(aq) + I-(aq), incolore, réagit lentement avec le dioxygène de l'air. Les couples mis en jeu par cette réaction sont I2(aq)/I-(aq) et O2(g)/H2O.

  1. Un flacon étiqueté "H+(aq) + I-(aq) ; ca= 0,025 mol/L " contient une solution orange. Interpréter cette couleur.
  2. Ecrire l'équation de la réaction entre le dioxygène de l'air et les ions I- (aq) de la solution.
  3. On dose 10,0mL de la solution orange par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration c = 0,050 mol/L. Le volume à l'équivalence est Véq= 3,8 mL. Calculer la concentration des ions H+(aq) dans la solution orange.
  4. Prévoir le volume à l'équivalence que l'on obtiendrait si on dosait 10,0mL de la solution orange par une solution contenant c=0,010 mol/L d'ions S2O32-(aq). couple redox : S4O62- / S2O32-

corrigé
La réaction entre le dioxygène de l'air et les ions I- (aq) de la solution donne du diiode de couleur jaune brune.

2I- = I2 + 2e- oxydation

½O2 + 2H+ + 2e- = H2O réduction

faire la somme : ½O2 + 2H+ + 2I- = I2 + H2O oxydo-réduction

réaction acide base : couple acide / base H+/H2O et H2O/HO-.

H+ + HO- = H2O

à l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques :

[H+]* 10 10-3 = c Véq = 0,05 * 3,8 10-3

[H+]= 0,05 * 3,8 / 10 = 0,019 mol/L.

il a donc disparu lentement 0,025-0,019 = 0,006 mol d'ion H+ par litre de solution


I2 + 2e- = 2I- réduction

2 S2O32- =S4O62- +2e- oxydation

I2 + 2 S2O32- = S4O62- + 2I-

à l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiomètriques :

nthiosulfate= 2 nI2 ; nthiosulfate= Véqui * [thiosulfate]= 0,01 Véqui

Comment trouver nI2 ?

½O2
+ 2H+
+ 2I-
= I2
+ H2O
initial
n
10 10-3 ca=10-2 *0,025

=2,5 10-4 mol

2,5 10-4 mol
0
solvant
en cours
n-½x
2,5 10-4 - 2x
2,5 10-4 - 2x
x
fin
n-½x fin
2,5 10-4 - 2xfin

= 0,019 * 10-2 = 1,9 10-4 mol

1,9 10-4 mol
x fin
2,5 10-4 - 2xfin = 1,9 10-4 soit x fin= 6 10-5 / 2 =3 10-5 mol

par suite 0,01 Véqui = 2 nI2 = 6 10-5 ; Véqui = 6 10-3 L = 6 mL.



On possède 1 g d'un alliage de cuivre et de zinc dont on ne connait pas la composition. Le cuivre ne réagit pas avec les ions H+ par contre le zinc oui .

On attaque donc cet alliage avec 10 mL d'acide chlorhydrique ( H+ ; Cl-) à 1 mol/L et 20 mL d'acide sulfurique ( 2H+ ; SO42- ) de concentration en soluté apportée 0,5 mol/L. On obtient un dégagement gazeux H2 dont on mesure le volume V = 0,14 L.

  1. Sachant que les couples oxydant/réducteur sont Zn2+/Zn ; H+/H2, écriver les demi équations électroniques et l'équation de la réaction.
  2. Vérifier que l'acide est en excès.
  3. Calculer la masse de zinc contenu dans cet alliage ( en poucentage )
  4. Calculer la concentration en ions Zn 2+ (aq) contenus dans la solution .

Données : Vm = 22,4 L/mol ; M(Zn) = 65,4 g/mol


corrigé
Zn = Zn2+ + 2e- oxydation

2H+ + 2e- = H2 (g) réduction

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 (g) oxydo-réduction

Qté de matière initiale d'acide : concentration (mol/L) * volume de la solution (L)

pour l'acide dhlorhydrique : 0,01*1 = 0,01 mol ; pour l'acide sulfurique 0,02*2*0,5 =0,02 mol ; total : 0,03 mol

Zn
+ 2H+
= Zn2+
+ H2 (g)
initial
n mol
0,03 mol
0
0
en cours
n-x
0,03-2x
x
x
fin
n-xmax=0

soit n = xmax

0,03-2x max en excès
xmax
xmax
Qté de matière finale de gaz H2 : volume (L) du gaz / volume molaire (L/mol) = 0,14 / 22,4 = 6,25 10-3 mol

donc xmax = 6,25 10-3 mol

et 0,03-2xmax =0,03-2* 6,25 10-3 =0,017 mol, l'acide est bien en excès.

Qté de matière finale d'ion Zn2+ : 6,25 10-3 mol dans 20+10 = 30 mL ou 0,03 L

concentration [Zn2+] = Qté de matière (mol) / volume de la solution (L) =6,25 10-3 / 0,03 =0,21 mol/L.

Qté de matière de zinc métal : 6,25 10-3 mol

masse (g) = Qté de matière (mol) * masse molaire du zinc =6,25 10-3 *65,4 = 0,41 g.

soit 0,41 / 1*100 = 41 %



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