Série d'exercices : Généralisation de l'oxydoréduction en solution aqueuse - 1er s
Classe:
Première
Exercice 1
Une solution aqueuse de permanganate de potassium peut oxyder l'eau oxygénée en milieu acide.
1) Écrire l'équation de cette réaction d'oxydoréduction sachant que les couples mis en jeu sont :
O2/H2O2 et MnO−4/Mn2+
2) On utilise V0=12mL de solution de permanganate de potassium de concentration C0=2.0⋅10−2mol⋅L−1 pour oxyder V=20mL d'eau oxygénée.
Déterminer la concentration C de l'eau oxygénée
Exercice 2
Identifier les couples rédox mis en jeu et équilibrer les équations dans un milieu acide.
Cr2O2−7 + Hg → Cr3+ + Hg2+
MnO−4 + H2O2 → Mn2+ + O2
H2O2 + SO2 → HO+3 + SO2−4
Cr2O2−7 + Fe2+ → Fe3+ + Cr3+
H2S + Fe3+ → Fe2+ + Cr3+
MnO−4 + Cl− → Mn2+ + Cl2
Exercice 3
On dispose de cristaux de sulfate de fer II hydraté, de formule FeSO4, xH2O, dans laquelle x désigne un nombre entier que l'on veut déterminer.
On dissout une masse m=1.00g de ces cristaux dans un peu d'eau acidifiée par de l'acide sulfurique.
On agite pour obtenir une solution S.
On verse ensuite dans S une solution de permanganate de potassium (K++MnO−4) de concentration molaire c=5.00⋅10−2mol⋅L−1.
Au début de l'expérience, la couleur rose due aux ions permanganate disparaît immédiatement.
Lorsqu'on a ajouté 14.4mL de la solution de permanganate dans S, on obtient une teinte rose persistante.
1) Écrire la réaction d'oxydoréduction responsable de la décoloration.
2) Déterminer la quantité de matière de sulfate de fer II hydraté utilisé.
3) En déduire la valeur de x et la formule du sulfate de fer II hydraté.
Masses molaires atomiques :
Fe : 56g⋅mol−1 ; Mn : 55g⋅mol−1
S : 32g⋅mol−1 ; O : 16g⋅mol−1 ; H : 1g⋅mol−1
E∘(MnO−4/Mn2+)=1.51,V ;
E∘(Fe3+/Fe2+)=+0.77V ;
E∘(Fe2+/Fe)=−0.44V
Exercice 4
On trouve en pharmacie des sachets contenant 0.25g de permanganate de potassium solide : la dissolution
du contenu d'un sachet dans 2.5L d'eau permet d'obtenir une solution violette qui peut être utilisée comme antiseptique externe.
1) À température ordinaire, le permanganate de potassium est un solide gris-violet de formule KMnO4.
Écrire la formule de la solution aqueuse antiseptique.
2) Calculer la masse molaire du permanganate de potassium.
3) Calculer la concentration massique puis la concentration molaire de la solution obtenue.
4) L'ion permanganate MnO−4 fait partie du couple rédox MnO−4/Mn2+.
Recopier les affirmations exactes et éliminez les autres :
− Les propriétés antiseptiques de la solution sont dues au caractère oxydant de l'ion permanganate.
− L'ion permanganate est un bon oxydant, ce qui confère à la solution des propriétés antiseptiques.
− Le caractère réducteur de l'ion MnO−4 fait de lui un bon antiseptique externe.
− L'ion permanganate donne aux solutions aqueuses une coloration violette.
5) Écrire la demi-équation correspondant au couple rédox MnO−4/Mn2+
6) Pourquoi ne faut-il jamais mélanger une solution de permanganate de potassium avec une solution d'acide chlorhydrique ?
Écrire l'équation de la réaction qui a eu lieu.
Informations :
Le dichlore Cl2 est un gaz verdâtre très toxique.
L'ion chlorure du couple Cl2/Cl− est un bon réducteur de l'ion permanganate
Exercice 5
Une solution (S1) de sulfate de fer II (FeSO4) est préparée par dissolution de 3.04g de soluté de façon à préparer un volume V=400mL.
La solution (S1) est abandonnée à l'air ; une partie des ions fer II a été oxydé en ions fer III.
On désigne par (S′1) la nouvelle solution.
Pour déterminer le pourcentage des ions fer II oxydés par l'air on procède de la manière suivante :
On prélève un volume V1=20mL de la solution (S′1) auquel on ajoute quelques gouttes d'acide sulfurique et on le fait réagir avec une solution (S2) de permanganate de potassium (KMnO4) de concentration C2=10−2mol⋅L−1
Il a fallut versé V2=8mL de la solution (S2) pour faire régir tous les ion fer II.
1) a) Calculer le nombre de mol d'ions fer II dans (S1).
b) Déterminer la concentration C1 de la solution (S1).
2) Calculer la masse de permanganate de potassium utilisée pour préparer 100mL de (S2).
3) Écrire les équations d'oxydation et de réduction et déduire l'équation bilan de la réaction rédox qui se produit.
4) a) Déterminer le nombre de mole d'ions fer II dans V1.
b) Calculer le pourcentage de mole d'ions fer II qui ont été oxydés par l'air
Exercice 6
Le dioxyde de soufre SO2 est un gaz très soluble dans l'eau.
Pour éviter que le vin ne s'oxyde, les œnologues (spécialistes du vin) ajoutent du dioxyde de soufre au moût de raisin.
Dans un vin blanc, la concentration massique en dioxyde de soufre est limitée : elle ne doit pas excéder 210mg⋅L−1.
Pour vérifier la conformité de la concentration de dioxyde de soufre dans le vin, il existe un mode opératoire officiel.
On utilise une solution titrante de diiode de concentration c1=7.80⋅10−3moL⋅L−1.
Dans un erlenmeyer, on verse un volume V2=25.0⋅mL de vin blanc.
On ajoute 2mL d'acide sulfurique pour acidifier le milieu et 1mL d'empois d'amidon.
Lors du titrage d'un vin blanc, l'équivalence est obtenue après avoir versé un volume
Veq=6.10mL.
1) Dessiner et nommer la verrerie utile pour ce montage.
2) Comment repère-t-on ici le volume équivalent ?
3) Écrire l'équation de la réaction chimique utilisée comme outil dans ce dosage.
4) Déterminer à l'équivalence. la quantité de matière de dioxyde de soufre dissoute dans la prise d'essai...
5) Déterminer la concentration molaire puis la concentration massique en SO2 du vin titré.
Est-il conforme ?
Données : couples oxydant/réducteur
SO2−4(aq)(incolore)/SO2(aq)(incolore) et I2(violet en présence d'amidon)/I−(aq)(incolore)
Exercice 7
1.1. Mettre en évidence 3 couples oxydo-réducteurs parmi les espèces de la liste suivante :
Fe2+, SO2−3, S2O2−3, SO2 ;
S4O2−6, Fe, Fe3, HSO−3, SO2−3
1.2. Identifier un couple acido-basique qui s'est glissé dans la liste précédente
2. On dose un effluent gazeux contenant du dioxyde de soufre à la sortie d'une cheminée industrielle, avant traitement pour rejet à l'air libre.
Pour cela on fait barboter un volume de gaz Vg=10m3 dans V1=250mL d'eau distillée de façon à dissoudre tous les gaz solubles dans l'eau.
La solution obtenue, versée dans un erlenmeyer est dosée par une solution de permanganate de potassium acidifiée de concentration C2=1.0⋅10−3mol⋅L−1.
Pour atteindre l'équivalence le volume de permanganate versé Ve2=18.8mL.
On donne l'équation de la réaction d'oxydoréduction :
2MnO−4 + 5SO2 + 2H2O → 2Mn2+ + 5SO2−3 + 4H+
2.1. Déterminer la quantité de matière d'ions MnO−4 ajoutés pour atteindre l'équivalence.
2.2. Définir l'équivalence ?
2.3. Déterminer la quantité de matière de dioxyde de soufre dans la solution dosée
2.4. En déduire la masse de dioxyde de soufre contenue dans un mètre cube d'effluent gazeux.
2.5. La norme recommandée par l'O.M.S est 50g⋅m−3.
Ce gaz devra t-il être épuré ?
M(SO2)=64g⋅mol−1 ; M(SO2)=64g⋅mol−1
Exercice 8
1) Au milieu acide, l'ion nitrate NO3 oxyde le cuivre métallique Cu en Cu2+ et il se réduit en monoxyde d'azote NO.
a) Écrire les équations d'oxydation et de réduction.
b) Préciser les couples d'oxydoréduction mis en jeu.
c) Déduire l'équation bilan de la réaction.
2) Le monoxyde d'azote formé est un gaz incolore, il réagit avec le dioxygène de l'air pour donner le dioxyde d'azote de formule NO2 qui est un gaz de couleur rousse.
a) Écrire l'équation de la réaction et montrer
b) Donner les couples rédox mis en jeu
Commentaires
Gangeng (non vérifié)
lun, 10/12/2020 - 22:25
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Meilleure
nicole (non vérifié)
sam, 12/11/2021 - 07:26
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correctifs
Farel Mankessi (non vérifié)
mar, 04/23/2024 - 16:43
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