acides et métaux oxydo-réduction lycée classification électrochimique .. ..
prévisions des réactions redox lycée fiche: ce qu'il faut retenir (quiz)
oxydant un atome, ion ou molécule qui peut gagner des électrons est un oxydant l'oxydant se réduit : la réaction est une réduction		réducteur un atome, ion ou molécule qui peut perdre des électrons est un réducteur le réducteur s'oxyde la réaction est une oxydation
oxydoréduction  : transfert d'élctrons entre un oxydant et un réducteur
		la classification électrochimique (ci contre) permet de prévoir la réaction possible entre deux couples . Entre deux couples redox, une réaction naturelle se produit entre le réducteur le plus fort et l'oxydant le plus fort
la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday
exercice 1	zinc (Zn) et acide chlorhydrique(HCl)
A une masse m=2 g de zinc on ajout V=600 mL d'une solution d'acide chlorhydrique telle que la concentration soit C=0,5 mol L-1.Zn=65,4; H=1 ;Cl=35,5 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1. Quelles sont les quantité de matière initiale de chaque réactif? En déduire qui est en excès et de combien? Quels sont les concentrations finales des ions? Vérifier que la solution est électriquement neutre. Quels sont la masse et le volume de dihydrogéne formé ? Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?
corrigé
Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Zn et l'oxydant le plus fort H3O+ Zn + 2 H3O+ donne Zn2+ + H2+ 2H2O			couples en présence: H3O+ / H2 Zn2+ /Zn
Zn métal ion H3O+ ion Zn2+ H2 Qté matière mol au départ 2 / 65,4 3,06 10-2 0,5*0,6 0,3 0 0 à partir de 0,0306 mol de zinc il faut 0,0612 mol H3O+ donc H3O+ en excès lors de la réaction -3,06 10-2 -6,12 10-2 3,06 10-2 3,06 10-2 bilan 0 0,2388 3,06 10-2 3,06 10-2 concentration des ions en solution: les ions présents ion H3O+ ion Zn2+ ion Cl- concentration mol L-1 0,2388/0,6=0,398 0,0306/0,6=0,051 inchangée 0,5 la solution reste électriquement neutre [H3O+]+2[Zn2+]=[Cl-] volume de dihydrogène: 3,06 10-2 *22,4 =0,685 L Quantité d'électricité mise en jeu Zn s'oxyde et donne Zn2+ + 2 électrons la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle de zinc 2*3,06 10-2=6,12 10-2 mol la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday 96500*6,12 10-2=5906 C
exercice 2	aluminium (Al) et acide sulfurique(H2SO4)
A une masse m=2 g d'aluminium on ajout V=50 mL d'une solution d'acide sulfurique telle que la concentration en ion hydronium soit C=0,4 mol L-1.Al=27; H=1 ;S=32 ; O=16 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1. Danger !! 0,4 mol H3O+ mais 0,2 mol SO42- Quelles sont les quantité de matière initiale de chaque réactif? En déduire qui est en excès et de combien? Quels sont les concentrations finales des ions? Vérifier que la solution est électriquement neutre. Quels sont la masse et le volume de dihydrogéne formé ? Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?
corrigé
Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Al et l'oxydant le plus fort H3O+ Al + 3 H3O+ donne Al3+ + 1,5H2+ 3H2O			couples en présence: H3O+ / H2 Al3+ /Al
Al métal ion H3O+ ion Al3+ H2 Qté matière mol au départ 2 / 27 7,41 10-2 0,05*0,4 0,02 0 0 à partir de 6,67 10-3 mol de métal il faut 0,02 mol H3O+ donc métal en excès lors de la réaction -6,67 10-3 -0,02 6,67 10-3 10-2 bilan 6,74 10-2 0 6,67 10-3 10-2 concentration des ions en solution: les ions présents ion Al3+ ion SO42- concentration mol L-1 6,67 10-3 / 0,05=0,133 inchangée 0,2 la solution reste électriquement neutre 3[Al3+]=2[SO42-] volume de dihydrogène: 10-2 *22,4 =0,224 L Quantité d'électricité mise en jeu Al s'oxyde et donne Al3+ + 3 électrons la quantité de matière d'électrons (mol)est trois fois plus grande que celle d'aluminium ayant réagi 3*6,67 10-3=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 g; V=100 mL; C= 1 mol L-1.... réponses: ion hydronium excés de 8,9 10-2 mol; [Al3+]=0,37 mol L-1 ; gaz 5,56 10-2 mol ; 10700 C
exercice 3	mélange cuivre aluminium +ac sulfurique H2SO4
A une masse m=10 g d'un mélange aluminium et cuivre on ajoute une solution diluée d'acide sulfurique en excès. On recueille V=3,36 L de dihydrogène . Al=27; H=1 ;S=32 ; O=16 ; Cu=63,5 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1. Danger !! le cuivre n'est pas attaqué par l'acide Quelle est la quantité de matière de dihydrogéne? Ecrire l'équation bilan En déduire la qté de matière d'aluminium ayant réagi En déduire la masse d'aluminium Quelle est la composition du mélange en % massique.
corrigé
Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Al et l'oxydant le plus fort H3O+ le cuivre n'est pas attaqué Al + 3 H3O+ donne Al3+ + 1,5H2+ 3H2O			couples en présence: Cu2+ / Cu H3O+ / H2 Al3+ /Al
Al métal H2 Qté matière mol 0,15 /1,5= 0,1 3,36 / 22,4 = 0,15 masse de métal aluminium masse molaire fois qté de matière en mol =27 *0,1 =2,7 g je déduis la masse de cuivre : 10-2,7 =7,3 g % massique 2,7 /10 *100= 27 % aluminium 7,3 /10 *100= 73 % cuivre autre données : m=20 g V=2,016 L ...réponses 0,09 mol H2 ; 8,1 % Al
exercice 4	mélange fer + aluminium + acide sulfurique
A une masse m=8,2 g d'un mélange aluminium et fer on ajoute une solution diluée d'acide sulfurique en excès. On recueille V=7,84 L de dihydrogène . On notera x la quantité de matière de fer en mol et y celle d'aluminium. Al=27; H=1 ;S=32 ; O=16 ; Fe=56 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1. Danger !! les deux métaux sont attaqués par l'acide Quelle est la quantité de matière de dihydrogéne? Ecrire les équations bilan En déduire une 1 ère relation entre x et y et la quantité de dihydrogéne en mol. Ecrire une autre relation entre x et y et la masse du mélange Quelle est la composition du mélange en % massique.
corrigé
Une réaction naturelle a lieu entre les réducteurs les plus forts Al et Fe et l'oxydant le plus fort H3O+ Al + 3 H3O+ donne Al3+ + 1,5H2+ 3H2O Fe + 2 H3O+ donne Fe2+ + 1H2+ 2H2O			couples en présence: H3O+ / H2 Fe2+ / Fe Al3+ /Al
Qté de matière de dihydrogéne en mol volume du gaz divisé par le volume molaire = 7,84 /22,4 =0,35 mol Qté de dihydrogéne issue de la 1ère réaction : 1,5 y mol Qté de dihydrogéne issue de la 2ème réaction : x mol d'où x + 1,5 y = 0,35 masse du mélange = somme des masses de fer et d'aluminium masse = masse molaire fois qté de matière en mol masse de fer :56 x masse d'aluminium :27 y d'où 56 x + 27 y = 8,2 la résolution du système de 2 équations à 2 inconnues donne: aluminium 5,4 g ou 0,2 mol ou 65,9 % en masse fer 2,8 g ou 0,05 mol ou 34,1 % en masse d'autre données m=13,7 ; V=12,32 L.......réponses:5,6 g fer 8,1 g Al
exercice 5	cuivre et acide nitrique HNO3
A une masse m=12,7 g dcuivre on ajoute V=0,3 L d'une solution d'acide nitrique (C=2 mol L-1) . Cu=63,5; H=1 ;N=14 ; O=16 g mol-1. volume molaire 22,4 L mol-1. Quelles sont les quantité de matière initiale de chaque réactif? Ecrire l'équation bilan En déduire qui est en excès et de combien? Quels sont les concentrations finales des ions? Vérifier que la solution est électriquement neutre. Quels sont la masse et le volume de monoxyde d'azote formé ? Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu ?
corrigé
Une réaction naturelle a lieu entre les réducteurs les plus forts Cu et l'oxydant le plus fort NO3- 2 fois{ NO3- + 4 H++ 3 électrons donne NO + 4 H2O } 3 fois{ Cu donne Cu2+ +2 électrons } dans le bilan les électrons n'apparaissent pas 2NO3- + 8 H++ 3Cu donne 3 Cu2++2NO + 8 H2O			couples en présence: NO3- / NO Cu2+ / Cu
Cu métal ion H3O+ ion Cu2+ ion NO3- NO Qté matière mol au départ 12,7/ 63,5 0,2 0,3*2 0,6 0 0,3*2 0,6 0 à partir de 0,2 mol de métal il faut 0,533 mol H3O+ donc H3O+ en excès lors de la réaction -0,2 -0,533 0,2 -0,133 0,133 bilan 0 0,067 0,2 0,467 0,133 concentration des ions en solution: les ions présents ion Cu2+ ion NO3- ion H3O+ concentration mol L-1 0,2/0,3=0,667 0,467/0,3=1,556 0,067/0,3=0,223 la solution reste électriquement neutre 2[Cu2+] + [H3O+]=[NO3-] volume de monoyde d'azote: 0,133 *22,4 =2,98 L Quantité d'électricité mise en jeu Cu s'oxyde et donne Cu2+ + 2 électrons la quantité de matière d'électrons (mol)est deux fois plus grande que celle de cuivre ayant réagi 2*0,2=0,4 mol la charge d'une mole d'électrons est 96500 coulombs ou 1 faraday 96500*0,4=38600 C d'autre données.....m=6,35 g ; V=100 mL ; C=2 mol L-1 ; réponses: Cu en excès de 0,025 mol ; Cu2+ 0,75 mol L-1 ; 1,12 L de gaz ; 0,15 mol électrons
exercice 6	composition d'un mélange de 3 métaux
On a un mélange sous forme de poudre de cuivre, de zinc et d'aluminium. On ajoute de l'acide chlorhydrique en excès à 10,5 g de ce mélange. Après réaction, il reste un résidu solide de 2,4 g et le gaz qui s'est dégagé lors de l'attaque par l'acide occupe un volume de 5,66 L. Calculer la composition du mélange en pourcentage massique. Cu=63,5 ; Al=27 ; Zn=65,4 g mol-1 . volume molaire : 22,4 L mol-1. corrigé Le cuivre n'est pas attaqué dans ces conditions : les 2,4 g résiduels correspondent à la masse de cuivre soit 2,4*100/10,5 = 22,8% Zn + 2 H3O+ donnent Zn2+ + H2 + 2H2O Al + 3 H3O+ donnent Al3+ + 1,5 H2 + 3H2O a mol de zinc et b mol d'aluminium masse (g) = qté de matière (mol) * masse molaire (gmol-1) masse mélange (10,5-2,4)= masse zinc + masse aluminium 8,1 = a *65,4 + b *27 (1) qté de matière (mol)= volume (L) / volume molaire (Lmol-1) 5,66/22,4 =0,253 = a + 1,5 b (2) la résolution du système de 2 équations donne a=0,076 mol et b=0,118 mol soit en masse: 4,97 g de zinc ou 47,2% et 3,18 g Al ou 30,8%
exercice 7	un alliage utilisé dans les fusibles
Un alliage contient du bismuth, de l'étain et du plomb. Il fond à 95°C. Une masse m=5 g de cet alliage est traité avec V=100 mL d'acide chlorhydrique à C=3 mol L-1. Le résidu solide a une masse de 2,4 g et on recueille 0,372 de gaz. On recueille 10 mL de la solution décantée dans laquelle on ajoute un excès d'ion iodure: On obtient un précipité jaune PbI2 de masse 0,345 g masse atomique molaire en g mol -1 : Pb=207 ; I= 127 ; Sn=118,7 ; volume molaire 22,4 L mol-1 Ecrire les équations bilan exprimer les quantités de matière initiales en mol interpreter les équations bilan et en déduire la composition massique de cet alliage.
corrigé
Une réaction naturelle a lieu entre les réducteurs les plus forts Pb etSn et l'oxydant le plus fort H3O+ Pb + 2 H3O+ donne Pb2+ + H2+ 2H2O Sn + 2 H3O+ donne Sn2+ + 1H2+ 2H2O			couples en présence: Bi3+ / Bi H3O+ / H2 Pb2+ /Pb Sn2+ /Sn
le résidu solide est du bismuth 2,4g soit 48% en masse Pb 2++ 2 I- donne Pb I2 solide masse molaire Pb I2 207+2*127=461 g mol-1. Qté de matière Pb I20,345/ 461=7,48 10-4 mol 7,48 10-4 mol dans le dixième de la solution j'en déduis donc 7,48 10-3 mol de plomb où 7,48 10-3*207=1,55g de plomb ..31% à partir de 7,48 10-3 mol de plomb j'obtiens 7,48 10-3 mol de dihydrogène soit 7,48 10-3 *22,4 =0,1675 L le volume de dihydrogène issu de l'attaque due l'étain est donc : 0,372-0,1675=0,204 L soit 0,204 / 22,4 =9,12 10-3 mol H2. 9,12 10-3 mol H2 proviennent de l'attaque de9,12 10-3 mol d'étain soit en masse 9,12 10-3 *118,7=1,07 g ou 21,5% étain je vérifie que la somme des pourcentages est voisine de 100%.
exercice 8 révisions oxydo-réduction On plonge une lame de zinc dans 50 mL d'une solution de sulfate de cuivre de concentration 0,02 mol.L-1.Zn = 65,4 ; Cu = 63.5 ; Ag=108 g.mol-1 Qu'observe-t-on ?Ecrire l'équation bilan de la réaction . Quelle est la masse de zinc qui a été oxydée ? Quelle est la masse du dépot métallique ? De la tournure de cuivre est immergée dans 200mL d'une solution de nitrate d'argent de concentration 5*10-3 mol.L-1 .Un dépot métallique se forme ; sa masse est de 45mg. Ecrire l'équation bilan de la réaction ? La réaction est-elle totale ?Si elle ne l'est pas calculer la concentration des ions dans la solution à la fin de l'expérience. vérifier que la solution est électriquement neutre. corrigé Zn (réducteur) ---> Zn2+ + 2e- oxydation Cu2+ (oxydant) + 2e- ---> Cu réduction Zn + Cu2+ --->Zn2+ + Cu oxydoréduction à partir de (0,02*0,05= 10-3 mol) Cu2+ , 10-3 mol de zinc est oxydé soit 65,4 mg. 10-3 mol de cuivre se dépose soit 63,5 mg. Cu (réducteur) ---> Cu2+ + 2e- oxydation 2Ag+ (oxydant) + 2e- ---> 2Ag réduction Cu + 2Ag+ --->Cu2+ + 2Ag oxydoréduction à partir de (0,005*0,2= 10-3 mol) Ag+ , 10-3 mol d'argent métal peut être réduit soit 108 mg. Donc le cuivre est en défaut. 0,045/108= 4,16 10-4 mol d'argent se dépose soit 2,08 10-4 mol de cuivre et d'ion Cu2+. [Cu2+]=2,08 10-4 /0,2= 1,04 10-3 molL-1 [Ag+]= (10-3- 4,16 10-4 )/0,2= 2,92 10-3 molL-1 [NO3-]= 5*10-3 mol.L-1 [NO3-] = [Ag+] + 2 [Cu2+] 5*10-3 =2,92 10-3 +2*1,04 10-3 vrai
exercice 9 fabrication Cl2 au labo Un moyen commode de préparer rapidement une petite quantité de dichlore gazeux consiste à verser une solution concentrée d'acide chlorhydrique sur des cristaux de permanganate de potassium KMnO4. Mn=55; K=39; O=16 gmol-1. V=22,4 Lmol-1. Ecrire séparément les deux demi-équations de réduction des ions permanganate et d'oxydation des ions chlorure. En déduire l'équation bilan de la réaction observée. Le manipulateur utilise 25 g de KMnO4. (solide). Quel est le volume maximal de dichlore qu'il peut obtenir ? Quel est le volume minimal d'une solution commerciale à 12 molL-1 qu'il doit utiliser s'il veut employer tout le permanganate ? Quelle sera, dans la solution obtenue, la concentration en ions Mn2+ ? corrigé 2 fois { MnO4- + 8H+ +5 e- ---> Mn2+ + 4H2O } réduction 5 fois { 2 Cl- ---> Cl2 + 2e- } oxydation 2 MnO4- + 16 H+ + 10 Cl- ---> 5Cl2 + 2Mn2+ + 8H2O oxydo-réduction volume maxi de Cl2 Qté de matière KMnO4. 25/(39+55+4*16)= 0,158 mol 2,5 mol de dichlore à partir d'une mole KMnO4. 2,5*0,158 = 0,395 mol Cl2 ou 0,395 *22,4 = 8,8 L volume solution acide 8 mol d'ion H+ à partir d'une mole KMnO4. 8*0,158 = 1,27 mol d'ion H+ 1,27 = volume (L)*12 V= 0,105 L concentration [Mn2+] 1 mol d'ion Mn2+ à partir d'une mole KMnO4 0,158 mol dans 0,105 litre [Mn2+] = 0,158/0,105= 1,5 mol L-1 retour - menu - menu - menu