Aurélie oct 2000


devoirs 1ère S : révisions oxydo-réduction

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1

classement des oxydants et des réducteurs

On donne les équations bilan, non équilibrées des réactions spontanées suivantes:

Hg2+ + Al --> Hg + Al3+.

Au3+ + Al --> Au + Al3+.

Au3+ + Hg --> Au + Hg2+.

  1. Equilibrer ces équations si nécessaire.
  2. parmi les espèces chimiques intervenant ci dessus , quel est le réducteur le plus fort; quel est l'oxydant le plus fort ?
  3. Classer les oxydants et réducteurs par pouvoir oxydant croissant

 

corrigé

3Hg2+ + 2 Al -->3 Hg + 2 Al3+.

Au3+ + Al --> Au + Al3+.

2 Au3+ + 3Hg --> 2 Au + 3 Hg2+.   

Al réduit à la fois les ions Hg2+ et Au3+, c'est le réducteur le plus fort

Hg ne réduit que les ions Au3+ . (il se classe ensuite)

Au est le réducteur le plus faible.

Au3+est l'oxydant le plus fort, suivi de Hg2+ et de Al3+.
Au3+ / Au

Hg2+ / Hg

Al3+ / Al

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2

prévoir une réaction

Prévoir si les systèmes suivants donnent lieu à une réaction spontanée.

Ag+ + Cu2+ ; Fe2+ + Cu2+ ; Fe + Zn2+ ; Fe2+ + Ag ; Cu2+ + Ag ; Pb + Zn2+

corrigé


 

le réducteur le plus fort d'un couple réagit spontanément avec l'oxydant le plus fort de l'autre couple.

Ag+ + Cu2+ : rien, 2 oxydants mis en présence

Fe2+ + Cu2+ : rien, 2 oxydants mis en présence

Fe + Zn2+ : rien Fe réducteur plus faible que Zn

Fe2+ + Ag : rien Ag réducteur plus faible que Fe

Cu2+ + Ag : rien Ag réducteur plus faible que Cu

Pb + Zn2+ : rien Pb réducteur plus faible que Zn


3

réaction entre le plomb et le nitrate de cuivre II

 On verse une solution de soude dans une solution de nitrate de plomb. Il se forme un précipité blanc.

  1. Ecrire l'équation bilan.
  2. On prélève 200 mL d'une solution S de nitrate de cuivre à 0,5 mol L-1. Calculer la masse de nitrate de cuivre solide Cu(NO3)2, 3 H2O, utilisé pour la préparer.
  3. On plonge une lame de plomb de dimensions (mm) 120, 30, 2 dans 50 mL de S. Au bout de quelques heures on observe un dépot rouge et la solution est moins colorée. Ecrire l'équation bilan sachant qu'il se forme des ions Pb2+.
  4. En présence de soude il se forme un mélange de précipité bleu et d'un précipité blanc. Interprèter.
  5. Quelle serait dans le cas d'une réaction complète (le précipité bleu ne se forme pas) la masse des différents produits.

masse volumique du plomb 11,3 103 kg/m3.

masse atomique molaire en g mol-1 : Cu=63,5 ; O=16 ; H=1 ; N=14 ; Pb=207,2 .

 

 corrigé


Pb2+ + 2 OH- --> Pb(OH)2 solide
masse molaire du nitrate de cuivre trihydraté : 241,5 g mol-1.

dans 0,2 L de S il y a : 0,2*0,5 = 0,1 mol de nitrate de cuivre

soit 24,15 g

Qté de matière des réactifs :
  • plomb : 120*30*2 =7200 mm3 =7,2 cm3
soit en masse :7,2*11,3 =81,36 g

soit en mol : 81,36 /207,2 = 0,392 mol

  • ion cuivre II : 0,5*0,05 = 0,025 mol
Pb + Cu2+ --> Pb2+ + Cu

0,025 mol Cu2+, réagisse avec O,025 mol Pb pour donner 0,025 mol Pb2+ et 0,025 mol Cu. (plomb en excès).

l'ajout de soude précipite les ions Cu2+ sous forme d'hydroxyde de cuivre II bleu et les ions Pb2+ sous forme d'hydroxyde de plomb blanc.

produits obtenus :

0,025 mol de cuivre : 0,025*63,5 =1,59g

0,025 mol Pb(OH)2 : (207,2+2*17)*0,025 = 6,03 g



4

zinc et ion argent

On verse 50 mL d'une solution de nitrate d'argent à 10-3 mol/L sur 0,5 g de poudre de zinc. On observe un dépot métallique sur le zinc.

  1. Ecrire l'équation bilan de la réaction.
  2. Quel est le réactif en excès ?
  3. Quelle est la quantité d'électrons (en mol) échangée entre le réducteur et l'oxydant ?(Zn =65,4 g mol-1 )
corrigé


2Ag+ + Zn --> 2Ag + Zn2+.
ion argent : 0,05*10-3 = 5 10-5 mol.

zinc : 0,5/65,4 = 7,6 10-3 mol

5 10-5 mol Ag+ réagit avec 2,5 10-5 mol de zinc pour donner 5 10-5 mol Ag et 2,5 10-5 mol d'ion zinc.

or on dispose de 7,6 10-3 mol de zinc. Celui ci est en excès.

Ag+ + e- --> Ag

5 10-5 mol Ag+ réagit avec 5 10-5 mol d'électrons.

la charge d'une mole d'électrons est 96 500 C.

96500*5 10-5 = 4,825 C




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