prévisions des réactions redox
lycée

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le potentiel redox s'exprime en volt

c'est une grandeur qui permet de classer les couples redox

mettons deux couples redox en présence

une réaction naturelle se produit entre l'oxydant du couple de plus haut potentiel (oxydant le plus fort) et le réducteur du couple de plus bas potentiel(réducteur le plus fort)


oxydoréduction  : transfert d'élctrons entre un oxydant et un réducteur


une demi pile 

est constituée d'un métal M plongeant dans une solution contenant les ions Mn+

Une pile

est constituée par l'association se deux demi piles reliées électriquement

 

la borne négative

est constituée par le métal le plus réducteur: ce dernier s'oxyde et libère des électrons

la fem d'une pile ou tension en circuit ouvert

est toujours positive , égale à la différence des potentiels redox des couples mis en présence

,

la capacité (C ou Ah=3600 C) d'une pile est égale à l'intensité débité e (A) fois la durée de fonctionnement (s)

L'énergie ( J) mise en jeu est égale à la tension (V) aux bornes de la pile fois la capacité (C)

La puissance (W) fournie est égale à la tenion (V) aux bornes de la pile fois l'intensité (A)


exercice 1
lame de fer et sulfate de cuivre (CuSO4)

On plonge une lame de fer dans V=250 mL d'une solution de sulfate de cuivre de concentration C=0,1 mol L-1. A une date donnée, la masse de dépot métallique obtenue est m=0,635g

Fe=56; H=1 ;Cu=63,5 g mol-1.

  1. Un réaction naturelle peut elle se produire?
  2. Si oui,écrire l'équation bilan
  3. Déterminer les concentrations finales des ions
  4. Vérifier que la solution est électriquement neutre.
  5. Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?
  6. Si on plonge une lame de cuivre dans une solution de sulfate de fer, une réaction naturelle peut elle se produire?
    corrigé
 

Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Fe et l'oxydant le plus fort Cu2+

Fe + Cu2+ donne Cu +Fe2+

le métal cuivre se dépose sur le fer

couples en présence:

Cu2+ / Cu +0,34 V

Fe2+ /Fe -0,44 V


Fe métal
ion Cu2+
ion Fe2+
Cu métal déposé
Qté matière mol

au départ

supposée

en excès

0,25*0,1

0,025

0
0

0,01 mol d'ion Cu2+ réagit avec 0,01 mol de fer en donnant 0,01 mol de cuivre

lors de la réaction
-0,01
-0,01
+0,01
0,635/ 63,5

=0,01

bilan
Qté initiale -0,01
0,015
10-2
10-2
concentration des ions en solution:

les ions présents
ion Cu2+
ion Fe2+
ion SO42-

concentration mol L-1

0,015/0,25=0,06
0,01/0,25=0,04
inchangée 0,1
la solution reste électriquement neutre

2 [Cu2+]+2[Fe2+]=2[SO42-]

Quantité d'électricité mise en jeu

Fe s'oxyde et donne Fe2+ + 2 électrons

la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle de fer

2* 10-2=2 10-2 mol

la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday

96500*2 10-2=1930 C


d'autre données m=1,27 g; V=100 mL; C= 0,2 mol L-1....

réponses: plus d'on Cu2+ ;[Fe2+]=0,1 ; 3860 C




exercice 2
bronze : alliage de cuivre et d'étain

On plonge une masse m=5 g d'un bronze contenant en masse 23% d'étain dans V=200 mL d'acide chlorhydrique telle que la concentration en ion hydronium soit C=1 mol L-1.Sn=118,7; H=1 ;Cu=63,5 ; O=16 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1.

Danger !! cuivre non attaqué
  1. Un réaction naturelle peut elle se produire?
  2. Si oui,écrire l'équation bilan
  3. Quelles sont les quantité de matière initiale de chaque réactif?
  4. En déduire qui est en excès et de combien?
  5. Quels sont les concentrations finales des ions?
  6. Vérifier que la solution est électriquement neutre.
  7. Quels sont la masse et le volume de dihydrogéne formé ?
  8. Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?
    corrrigé

Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Sn et l'oxydant le plus fort H3O+

Sn + 2 H3O+ --> Sn2+ + 1H2+ 2H2O

couples en présence:

Cu2+ /Cu +0,34 V

H3O+ / H2 ....0 V

Sn2+ /Sn -0,14 V


Sn métal
ion H3O+
ion Sn2+
H2
Qté matière mol

au départ

0,23*5 / 118,7

9,69 10-3

1*0,2

0,2

0
0
à partir de 9,69 10-3 mol de métal il faut 0,0194 mol H3O+
donc acide en excès
lors de la réaction
-9,69 10-3
-0,0194
9,69 10-3
9,69 10-3
bilan
0
0,1806
9,69 10-3
9,69 10-3
concentration des ions en solution:

les ions présents
ion Sn2+
ion H3O+
ion Cl-

concentration mol L-1

9,6910-3 /0,2

=0,0484

0,18/0,2=0,9
inchangée 1
la solution reste électriquement neutre

2[Sn2+]+ [H3O+]=[Cl-]

volume de dihydrogène:

9,69 10-3*22,4 =0,217 L

Quantité d'électricité mise en jeu

Sn s'oxyde et donne Sn2+ + 2 électrons

la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle d'étain ayant réagi

2*9,69 10-3=1,94 10-2 mol

la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday

96500*1,94 10-2=1872 C


d'autre données m=1 0g; V=100 mL; C= 2 mol L-1....

réponses: ion hydronium excés de 0,161 mol;

gaz 0,434 L ; 3744 C


exercice 3
pile fer étain

On considére une pile fer étain mettant en jeu les couples Fe2+/Fe -0,44 V et Sn2+/Sn -0,14 V. Chaque demi pile contient V=200 mL de solution à C=0,05 mol L-1. La masse de chaque électrode est m=10g . Cette pile débite un courant d'intensité constante I=20 mA pendant une durée t =20 H. Sn=118,7; H=1 ;Fe=56 ; O=16 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1.

  1. Un réaction naturelle peut elle se produire?
  2. Si oui,écrire l'équation bilan
  3. Quelle est la borne négative de la pile?
  4. Quelles sont les quantité de matière initiale de chaque réactif ?
  5. Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?
  6. Quelles sont les quantité de matière finale des ions Sn2+ et Fe2+ ?
  7. Pendant combien de temps la pile peut elle fonctionner si I=20 mA?

corrrigé
Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Fe et l'oxydant le plus fort Sn2+

Fe + Sn2+ --> Fe2+ + Sn

le métal le plus réducteur Fe est la borne négative de la pile

couples en présence:

Sn2+/Sn -0,14 V

Fe2+/Fe -0,44 V


Fe métal
ion Sn2+
ion Fe2+
Sn métal formé
Qté matière mol

au départ

10 / 56

0,1786

0,05*0,2

0,01

0
0
Quantité d'électricité mise en jeu : I*t=0,02*(20*3600)=1440 C

la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday

1440/96500=1,49 10-2 mol délectrons

Fe s'oxyde et donne Fe2+ + 2 électrons

la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle du fer ayant réagi

1,49 10-2/2 =7,46 10-3 mol de fer réagit

lors de la réaction
- 7,46 10-3
- 7,46 10-3
7,46 10-3
7,46 10-3
bilan
0,1714
2,54 10-3
7,46 10-3
7,46 10-3
La pile est usée si l'un des réactifs a disparu

les réactifs
ion Sn2+
Fe
Qté matière (mol) au départ
0,01
0,1786
Quantité d'électricité mise en jeu lors de la disparition de 0,01 mol d'ion
Sn2+

la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle de Sn2+ ayant réagi

2 10-2 mol

la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday

96500*2 10-2=1930 C

durée de fonctionnement

1930 / 0,02= 26,8 h


 

autre données : m=5 g V=0,2 L; C=0,1 ; I=50 mA t=10 h

réponses 0,02 mol Sn2+ ; 0,089 mol Fe ; 1800 C ; 0,0186 mol électrons ;

- 9,3 10-3 mol de chaque réactif; durée 21,44 h

exercice 4
divers types de réactions

Que peut il se passer quand ...

Parmi les réactions , lesquelles sont des réactions d'oxydoréduction.

  1. On plonge une lame d'argent dans une solution de sulfate de cuivre.
  2. On mélange une solution de nitrate de cuivre(II) et une solution de nitrate d'argent.
  3. On mélange une solution de nitrate de cuivre(II) et une solution de soude.
  4. On mélange une solution de nitrate d'argent et une solution de chlorure de cuivre(II).
Cu2+ / Cu 0,34 V ; Ag+ /Ag 0,8 V
corrrigé
Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Cu et l'oxydant le plus fort Ag+

Cu +Ag+ donne Cu2+ + Ag oxydoréduction

En plongeant une lame de cuivre dans une solution de nitrate d'argent , le métal argent se dépose sur le cuivre.

couples en présence:

Ag+ /Ag 0,8 V

Cu2+ / Cu 0,34 V

ion Cu2+ et ion hydroxyde OH-.

Ces ions sont incompatibles en solution ; ils donnent un précipité d'hydroxyde de cuivre(II)

Cu2+ +2OH- --> Cu(OH)2 solide bleu


ion Ag+ et ion chlorure Cl-.

Ces ions sont incompatibles en solution ; ils donnent un précipité de chlorure d'argent

Ag+ +Cl- donne AgCl solide blanc


exercice 5
pile zinc nickel

Le volume de chaque solution est V=200 mL ; la concentration est C=0,1 mol L-1.

Zn=65,4; Ni=58,7 g mol-1. Zn2+/Zn -0,76 V et Ni2+/Ni -0,23 V

  1. Quelle est la borne négative de la pile?
  2. Ecrire l'équation bilan de la réaction de fonctionnement.
  3. Quelle est la fem de la pile?
  4. Quelle est la variation de masse de l'électrode de nickel lorsque tous les ions nickel ont disparu de la solution ?
  5. Quelle doit être la masse minimale de l'électrode de zinc ?
  6. Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?

corrrigé
Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Zn et l'oxydant le plus fort Ni2+

Zn +Ni2+ donne Zn2+ + Ni

le métal le plus réducteur Zn constitue la borne négative

couples en présence:

Ni2+ / Ni -0,23 V

Zn2+ / Zn -0,76 V

fem de la pile,

grandeur positive égale à la différence des potentiels redox des couples mis en jeu

0,53 V


augmentation de masse de l'électrode de nickel

Qté de matière d'ion Ni2+

concentration fois volume 0,1*0,2 =0,02 mol

Ni2+ +2 électrons donne Ni

Qté de matière de métal Ni =0,02 mol

masse de métal Ni : 0,02*58,7=1,174 g


diminution de masse de l'électrode de zinc

Zn +Ni2+ --> Zn2+ + Ni

la quantité de matière de zinc (mol)est égale à celle d'ion Ni2+.

0,02 mol de zinc

masse de métal Zn : 0,02*65,4=1,31 g


Quantité d'électricité mise en jeu

Ni2+ +2 électrons donne Ni

la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle d'ion Ni2+.

2*0,02=0,04 mol

la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday

96500*0,04=3860 C


d'autre données..... V=250 mL ; C=0,1 mol L-1 ;

réponses: 0,05 mol ; +2,93 g nickel ; -3,27 g zinc ; 9650 C


exercice 6
eau de javel
L'eau de javel est fabriquée suivant la réaction

Cl2+2(Na+ +OH-) --> ClO- + Cl- +2 Na+ + H2O

  1. Quels sont les couples redox mis en jeu ?
  2. Le degré chloromètrique (°Chl) d'une eau de javel est le volume (litre) de Cl2 gazeux qui a été utilisé pour préparer 1 L de solution. Quel volume de dichlore gazeux permet de préparer un berlingot de volume V=250 mL d'eau de javel à 48 °Chl.
  3. Quelle est la masse de soude nécessaire ?
  4. Quelles sont les concentrations de tous les ions présents dans cette eau de javel?
  5. Vérifier que la solution est électriquement neutre.
Na=23 ; H=1 ; O=16 g mol-1;volume molaire 22,4 L mol -1.
corrrigé
le dichlore se dismute en milieu basique en ion chlorure Cl- et hypochlorite ClO-

Cl2+2(Na+ +OH-)--> ClO- + Cl- +2Na+ +H2O

Cl2 est à la fois le réducteur d'un couple et l'oxydant d'un autre couple

couples en présence:

Cl2 / Cl- 1,36 V

ClO- / Cl2 0,9 V


volume de dichlore gazeux

48 L dans un litre d'eau de javel à 48 °Chl donc 12 L dans 0,25 L

masse de soude nécessaire

Qté de matière de dichlore 12 / 22,4 =0,536 mol Cl2

à 1 mol de dichlore correspond 2 moles de soude 0,536*2=1,071 mol soude

masse de soude 1,071* (23+16+1)=42,85 g


concentration des ions

les ions présents
ion Na+
ion ClO-
ion Cl-

concentration mol L-1

1,071 / 0,25

=4,28

0,536 / 0,25 =2,14
0,536 / 0,25 =2,14
la solution reste électriquement neutre

[Na+] = [ClO-] + [Cl-]


autre données : 10°Chl ; V=0,5 L;

réponses 5L ; 0,223 mol Cl2 ; 17,84 g soude ; [ClO-] = 0,446 mol L-1;


exercice 7
préparation du chrome par aluminothermie

Le chrome est préparé par aluminothermie à partir de l'oxyde de chrome (III) et de l'aluminium . Il se forme de l'alumine Al2O3 et du chrome.

  1. Ecrire l'équation bilan
  2. On mélange une masse m=10g d'oxyde de chrome(III) et m1=5 g d'aluminium. Quelle est la composition du mélange final ?
Cr=52 ; Al=27 ; O=16 g mol-1
corrrigé
Une réaction naturelle a lieu entre les réducteurs les plus forts Al et l'oxydant le plus fort Cr2O3

Cr2O3 + 2 Al --> Al2O3 +2Cr

couples en présence:

Cr2O3 /Cr3+

Al2O3 /Al



Al métal
Cr2O3
Cr
Al2O3
Qté matière mol

au départ

5 / 27=0,185
10/(2*52+3*16)

6,58 10-2

0
0

6,58 10-2 mol Cr2O3 réagit avec 0,13mol Al en donnant 0,13 mol de chrome

lors de la réaction
-0,13
-6,58 10-2
+0,13
6,58 10-2
bilan (mol)
5,3 10-2
0
0,13
6,58 10-2
composition finale du mélange

les présents
Al métal
Cr
Al2O3
masse (g)
5,3 10-2*27=1,43
0,13*52=6,86
5,3 10-2*102=6,71
% massique
1,43/10*100=9,6
6,86/15*100=45,7
6,71/15*100=44,7
je vérifie que la masse finale est égale à la masse initiale

et que la somme des % est 100


autre données : m=22,8 ; m1=7;

réponses 10,2 % oxyde de chrome ; 44,45% alumine ; 45,37 % chrome


exercice 8
encre symphatique...

Ecrire avec une plume trempée dans une solution de diiode; laiser sécher.

Recouvrir le texte avec du jus de citron, jusqu'à ce que ce dernier disparaisse; laisser sécher.

Recouvrir le texte avec de l'eau oxygénée additionnée d'empois d'amidon : le texte réapparaît en bleu.

Le citron contient de l'acide ascorbique noté Asc ; en présence d'empois d'amidon le diiode prend une coloration bleue.

I2/I- 0,62 V ; H2O2/ H2O 1,76 V ; Asc (ox)/ Asc (red) 0,13 V

Interpréter les observations décrites ci dessus
corrrigé
Une réaction naturelle a lieu entre les réducteurs les plus forts Asc (red) et l'oxydant le plus fort I2

I2 + Asc (red) --> Asc (ox) + 2 I- + 2 H+

décoloration du texte : le diiode coloré en brun disparaît , toutes les autres espèces étant incolores


Une réaction naturelle a lieu entre les réducteurs les plus forts I- et l'oxydant le plus fort H2O2

H2O2 + 2 I- + 2 H+ --> I2 + 2 H2O

coloration du texte en bleu: le diiode formée donne une couleur bleue avec l'empois d'amidon

couples en présence:

I2/I- 0,62 V

Asc (ox)/ Asc (red)

0,13 V


couples en présence:

H2O2/ H2O 1,76 V

I2/I- 0,62 V

 


exercice 9
KMnO4 et Fe2+
  1. Equilibrer les 2 demi équations suivantes puis écrire l'équation bilan
MnO4- + H+ ---> Mn2+ +... et Fe2+ ---> Fe3+ +...
  1. Quel acide utiliser HCl, HNO3, H2SO4.
  2. Quel est le rôle de l'ion permanganate ?
  3. On ajoute 3,16 g de permanganate de potassium (K=39; Mn=55; O=16 ) à 100 mL de solution de FeSO4 à 0,1 mol L-1.
  • Quelles sont les quantités initiales des réactifs ?
  • Quelles sont les concentrations finales des ions Fe3+ et Mn2+.
    corrrigé
conservation élément oxygène MnO4- + H+ ---> Mn2+ + 4 H2O

conservation élément hydrogène MnO4- + 8 H+ ---> Mn2+ + 4 H2O

conservation de la charge MnO4- + 8 H+ + 5 e----> Mn2+ + 4 H2O


5 fois{ Fe2+ ---> Fe3+ + e-}

Dans le bilan les électrons n'apparaissent pas.

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


L'ion Cl- peut être oxydé en Cl2.

L'ion NO3- peut oxyder l'ion fer(II)

L'ion sulfate est spectateur donc H2SO4.


MnO4- violet, seul ion coloré, joue le rôle d'oxydant et d'indicateur de fin de réaction.


Fe2+
MnO4-
Fe3+
Mn2+
départ
0,1*0,1

= 0,01 mol

3,16/ 158

= 0,02 mol

0
0
disparu ou apparu
- 0,01
-0,01/5

= - 0,002

+ 0,01
+ 0,002
bilan
0
0,018 excès
0,01/0,1=

0,1 molL-1

0,002/0,1=

0,02 molL-1

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