Solution des exercices : Généralisation de L'oxydoréduction en solution aqueuse - 1er s

Exercice 1

1. Équation de cette réaction d'oxydoréduction sachant que les couples mis en jeu sont:

$5\left(H_{2}O_{2}\longrightarrow O_{2}+2H^{+}+2e\right)$

$5H_{2}O_{2}+2MnO_{4}^{-}+6H^{+}\longrightarrow 5O_{2}+2Mn^{2+}+8H_{2}O$

$\left(MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O\right)$

2. Détermination de la concentration C de l'eau oxygénée

D'après le bilan molaire :

$\begin{array}{rcl} \dfrac{n}{5}&=&\dfrac{n_{o}}{2}\\&\Rightarrow&\dfrac{CV}{5}\\&=&\dfrac{C_{o}V_{o}}{2}\\&\Rightarrow&C\\&=&\dfrac{5C_{o}V_{o}}{2V}\\&=&\dfrac{5\times 2.0\cdot 10^{-2}\times 12}{2\times 20}\\&\Rightarrow&C\\&=&3\cdot 110^{-2}\,mol\cdot L^{-1} \end{array}$
Exercice 2
Identifions les couples redox mis en jeu et équilibrons les équations dans un milieu acide.

$\begin{array}{|c|c|}  \hline \text{Couples redox }&\text{Equations - bilans}\\\hline Cr_{2}O_{7}^{2-}/Cr^{3+}\text{ et }Hg^{2+}/H_{g}&Cr_{2}O_{7}^{2-}+3Hg+14H^{+}\\ &\longrightarrow 2Cr^{3+}+3Hg^{2+}+7H_{2}O\\ \hline MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}\text{ et }O_{2}/H_{2}O_{2}&2MnO_{4}^{-}+5H_{2}O_{2}+6H^{+}\\ &\longrightarrow 2Mn^{2+}+5O_{2}+8H_{2}O\\ \hline Cr_{2}O_{7}^{2-}/Cr^{3+}\text{ et }Fe^{3+}/Fe^{2+}&Cr_{2}O_{7}^{2-}+6Fe^{2+}+14H^{+}\\ &\longrightarrow 6Fe^{3+}+2Cr^{3+}+7H_{2}O\\ \hline Fe^{3+}/Fe^{2+}\text{ et }S/H_{2}S&H_{2}S+2Fe^{3+}\\
&\longrightarrow 2Fe^{2+}+S+2H^{+}\\ \hline MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}\text{ et }Cl_{2}/Cl^{-}&2MnO_{4}^{-}+10Cl^{-}+16H^{+}\\ &\longrightarrow 2Mn^{2+}+5Cl_{2}+4H_{2}O\\ \hline \end{array}$

Exercice 3
1. Écriture de la réaction d'oxydoréduction responsable de la décoloration.

$Mn O_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O$

$\Rightarrow Mn O_{4}^{-}+5Fe^{2+}+8H^{+}\longrightarrow Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_{2}O$

$5\left(Fe^{2+}\longrightarrow Fe^{3+}+e\right)$

2. Détermination de la quantité de matière de sulfate de fer $II$ hydraté utilisé.

$\begin{array}{rcl} n_{Fe}^{2+}&=&5n_MnO_4^{-}\\&=&5C_{MnO_4}^{-}V_{MnO_4}^{-}\\&=&3.60\cdot 10^{-3}\,mol \end{array}$

3. Déduction de la valeur de $x$ et la formule du sulfate de fer $II$
Exercice 4
1. Écriture de la formule de la solution aqueuse antiseptique.

$KMnO_{4}\longrightarrow\lim\limits H_{2}O K_{aq}^{+}+MnO_{4aq}^{+}$

2. Calcul de la masse molaire du permanganate de potassium.

$\begin{array}{rcl} M_{KMnO_{4}}&=&M_{K}+M_{Mn}+4M_{o}\\&=&39+55+4\times 16\\&\Rightarrow& M_{KMnO_{4}}\\&=&158\,g\cdot mol^{-1} \end{array}$

3. Calcul de la concentration massique et de la concentration molaire de la solution obtenue.

$\begin{array}{rcl} C_{m}&=&\dfrac{m}{V}\\&=&\dfrac{0.25}{2.5}\\&\Rightarrow& C_{m}\\&=&0.10\,g\cdot L^{-1} \end{array}$

$\begin{array}{rcl} C&=&\dfrac{C_{m}}{M}\\&=&\dfrac{0.10}{158}\\&\Rightarrow& C\\&=&0.63\cdot 10^{-3}\,mol\cdot L^{-1} \end{array}$

4. Recopions les affirmations exactes et éliminons 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.

$-\ $L'ion permanganate donne aux solutions aqueuses une coloration violette.

5. Demi-équation correspondant au couple redox  $MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}$

$MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O$

6. Il ne faut jamais mélanger une solution de permanganate de potassium avec une solution d'acide

chlorhydrique pour éviter la réduction de l'ion permanganate en ion manganeux

Équation de la réaction qui a lieu.

$\begin{array}{rcl} 2\left(Mn O_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O\right)\\&\Rightarrow& 2Mn O_{4}^{-}+10CI^{-}+16H^{+}\longrightarrow 2Mn^{2+}+5CAl_{2}+4H_{2}O\\ 5\left(2Cl^{-}\longrightarrow Cl_{2}+2e\right) \end{array}$
Exercice 5
1.a. Calcul du nombre de moles d'ions fer $II$ dans $\left(S_{1}\right)$

$\begin{array}{rcl} MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O\\&\Rightarrow& 2MnO_{4}^{-}+10Cl^{-}+16H^{+}\longrightarrow 2Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_{2}O\\ 5\left(Fe^{2+}\longrightarrow Fe^{3+}+e\right)
\end{array}$

$\begin{array}{rcl} n_{Fe}^{2+}&=&5n_{MnO_{4}}^{-}\\&=&C_{2}V_{2}\\&=&10^{-2}\times 8\cdot 10^{-3}\\&\Rightarrow &n_{Fe}^{2+}\\&=&8\cdot 10^{-5}\,mol \end{array}$

b . Détermination de la concentration $C_{1}$ de la solution $\left(S_{1}\right)$

$\begin{array}{rcl} C_{1}&=&\dfrac{m}{MV}\\&=&\dfrac{3.04}{152\times 400\cdot 10^{-3}}\times 158\\&\Rightarrow& m\\&=&0.76\,g \end{array}$

3. Équations d'oxydation et de réduction

$MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O$

$Fe^{2+}\longrightarrow Fe^{3+}+e$

Déduction de l'équation bilan de la réaction redox qui se produit.

$\begin{array}{rcl} MnO_{4}^{-}+5Fe^{2+}+8H^{+}\longrightarrow Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_{2}O \end{array}$

4.a Détermination du nombre de mole d'ions fer $II$ dans $V_{1}$

$\begin{array}{rcl} n_{Fe}^{2+}&=&CV\\&=&0.05\times 20\cdot 10^{-3}\\&\Rightarrow& n_{Fe}^{2+}\\&=&10^{-3\,mol} \end{array}$

b – Calcul du pourcentage de mole d'ions fer $II$ qui ont été oxydés par l'air 

$\begin{array}{rcl} \%Fe^{2+}&=&\dfrac{8\cdot 10^{-5}\times 100}{10^{-3}}\\&\Rightarrow&\%Fe^{2+}\\&=&8 \end{array}$
Exercice 7
1. Dessinons et nommons la verrerie utile pour ce montage.

2. On repère ici le volume équivalent par disparition de la couleur violette que le diode en présence de
l'empois d'amidon

3. Équation de la réaction chimique utilisée comme outil dans ce dosage.

$\begin{array}{rcl} SO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow SO_{4}^{2-}+4H^{+}+2e\\&\Rightarrow& SO_{2}+I_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2I^{-}+SO_{4}^{2-}+4H^{+}\\ I_{2}\longrightarrow 2I^{-}+SO_{41}^{2-}+4H^{+} \end{array}$

4. Détermination, à l'équivalence, la quantité de matière de dioxyde de soufre dissoute dans la prise d'essai.

D'après le bilan molaire :

$\begin{array}{rcl} SO_{so_{2}}&=&n_{1_{2}}\\&=&C_{1}V_{\text{éq}}\\&=&7.80\cdot 10^{-3}\times 6.10\cdot 110^{-3}\\&\Rightarrow& n_{SO_{2}}\\&=&47.6\cdot 10^{-6}\,mol \end{array}$

5. Détermination de la concentration molaire et de la concentration massique en $SO_{2}$ du vin  titré.

$\begin{array}{rcl} C_{2}&=&\dfrac{n_{SO_{2}}}{V}\\&=&\dfrac{47.6\cdot 10^{-6}}{25.0\cdot 10^{-3}}\\&\Rightarrow&C_{2}\\&=&1.90\cdot 10^{-3}\,mol\cdot L^{-1} \end{array}$

$\begin{array}{rcl} C_{m}&=&C_{2}M_{SO_2}\\&=&1.90\cdot 10^{-3}\times 64\\&\Rightarrow&C_{m}\\&=&121.6\,mg \end{array}$

Il est conforme, la concentration massique ne dépasse pas la limite
Exercice 8
1. Mettons en évidence 3 couples oxydoréducteurs parmi les espèces de la liste :

On peut choisir ces couples :

$Fe^{2+}/Fe$, $S_{2}O_{3}^{2-}/S_{4}O_{6}^{2-}$ et $Fe^{3+}/Fe^{2+}$

$Fe^{2+}$, $SO_{3}^{2-}$, $S_{2}O_{3}^{2-}$, $SO_{2}$, $S_{4}O_{6}^{2-}$, $Fe$, $Fe^{3+}$, $HSO_{3}^{-}$, $SO_{3}^{2-}$

1-2. Identifions un couple acido-basique qui s'est glissé dans la liste

Le couple $HSO_{3}^{-}/SO_{3}^{2-}$ par exemple

2.1. Détermination de la quantité de matière d'ions $MnO_{4}^{-}$ ajoutés pour atteindre l'équivalent

$\begin{array}{rcl} n_{2}&=&C_{2}V_{e2}\\&=&C_{2}\\&=&1.0\cdot 10^{-3}\times 18.8\cdot 10^{-6}mol \end{array}$

2.2. Définition de l'équivalence

A l'équivalence, les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques de l'équation-bilan

2.3. Détermination de la quantité de matière de dioxyde de soufre dans la solution dosée

$\begin{array}{rcl} 2\left(MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e\longrightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O\right)\\&\Rightarrow& 2MnO_{4}^{-}+5SO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 2Mn^{2+}+5S_{4}^{2-}+4H^{+}\\5\left(SO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow SO_{4}^{2-}+4h^{+}+2e\right) \end{array}$

D'après le bilan molaire :

$\begin{array}{rcl} n_{1}&=&\dfrac{5}{2}n_{2}\\&=&\dfrac{5}{2}\times 18.8\cdot 10^{-6}\\&\Rightarrow& n_{1}\\&=&47\cdot 10^{-6}mol \end{array}$

2.4. Masse de dioxyde de soufre contenue dans un mètre cube d'effluent gazeux.

$\begin{array}{rcl} m_{1}&=&n_{1}M_{1}\\&=&\dfrac{1}{10}\times 47\cdot 10^{-6}\times 64\\&\Rightarrow& m_{1}\\&=&3\cdot 10^{-4}\,g\cdot m^{-3} \end{array}$

2.5. La norme recommandée par $l'O.M.S$ est $50\,g\cdot m^{-3}$, Ce gaz ne devra pas être épuré
Exercice 8
1.a. Équations d'oxydation et de réduction.

$2\left(Cu\longrightarrow Cu^{2+}+2e\right)$

$NO_{3}+4H^{+}+4e\longrightarrow NO+2H_{2}O$

b. Précisons les couples d'oxydoréduction mis en jeu.

Il s'agit des couples :

$Cu^{2+}/Cu$ et $NO_{3}/NO$

c. Déduction de l'équation bilan de la réaction.

$NO_{3}+2Cu+4H^{+}\longrightarrow 2Cu^{2+}+NO+2H_{2}O$

2.a Écriture de l'équation de la réaction

$NO+\dfrac{1}{2}O_{2}\longrightarrow NO_{2}$

Montrons qu'il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction

$\begin{array}{rcl} 2\left(NO+H_{2}O\longrightarrow NO_{2}+2H^{+}+2e\right)\\&\Rightarrow& 2NO+O_{2}\longrightarrow 2NO_{2}\\O_{2}+4H^{+}+4e\longrightarrow 2H_{2}O \end{array}$

b – Donnons les couples Redox mis en jeu

Ces couples sont :

$O_{2}/H_{2}O$ et $NO_{2}/NO$