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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 :

$O_{2}/H_{2}O_{2}\text{ et }MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}$

2) On utilise $V_{0}=12\,mL$ de solution de permanganate de potassium de concentration $C_{0}=2.0\cdot10^{-2}mol\cdot L^{-1}$ pour oxyder $V=20\,mL$ 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.

$Cr_{2}O_{7}^{2-}\ +\ Hg\ \rightarrow\ Cr^{3+}\ +\ Hg^{2+}$

$MnO_{4}^{-}\ +\ H_{2}O_{2}\ \rightarrow\ Mn^{2+}\ +\ O_{2}$

$H_{2}O_{2}\ +\ SO_{2}\ \rightarrow\ H_{3}^{O+}\ +\ SO_{4}^{2-}$

$Cr_{2}O_{7}^{2-}\ +\ Fe^{2+}\ \rightarrow\ Fe^{3+}\ +\ Cr^{3+}$

$H_{2}S\ +\ Fe^{3+}\ \rightarrow\ Fe^{2+}\ +\ Cr^{3+}$

$MnO_{4}^{-}\ +\ Cl^{-}\ \rightarrow\ Mn^{2+}\ +\ Cl_{2}$

Exercice 3

On dispose de cristaux de sulfate de fer $II$ hydraté, de formule $FeSO_{4}$, $xH_{2}O$, dans laquelle $x$ désigne un nombre entier que l'on veut déterminer.

On dissout une masse $m=1.00\,g$ 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 $\left(K^{+}+MnO_{4}^{-}\right)$ de concentration molaire $c=5.00\cdot10^{-2} mol\cdot L^{-1}.$

Au début de l'expérience, la couleur rose due aux ions permanganate disparaît immédiatement.

Lorsqu'on a ajouté $14.4\,mL$ 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 :

$Fe\ :\ 56\,g\cdot mol^{-1}\ ;\ Mn\ :\ 55\,g\cdot mol^{-1}$

$S\ :\ 32\,g\cdot mol^{-1}\ ;\ O\ :\ 16\,g\cdot mol^{-1}\ ;\ H\ :\ 1\,g\cdot mol^{-1}$

$E^{\circ}\left(MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}\right)=1.51,V$ ;

$E^{\circ}\left(Fe^{3+}/Fe^{2+}\right)=+0.77\,V$ ;

$E^{\circ}\left(Fe^{2+}/Fe\right)=-0.44\,V$

Exercice 4

On trouve en pharmacie des sachets contenant $0.25\,g$ de permanganate de potassium solide : la dissolution

du contenu d'un sachet dans $2.5\,L$ 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 $KMnO_{4}.$

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 $MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}.$

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 $MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}$

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 $Cl_{2}$ est un gaz verdâtre très toxique.

L'ion chlorure du couple $Cl_{2}/Cl^{-}$ est un bon réducteur de l'ion permanganate

Exercice 5

Une solution $(S_{1})$ de sulfate de fer $II$ $\left(Fe\,SO_{4}\right)$ est préparée par dissolution de $3.04\,g$ de soluté de façon à préparer un volume $V=400\,mL.$

La solution $(S_{1})$ 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 $V_{1}=20\,mL$ de la solution $(S'_{1})$ auquel on ajoute quelques gouttes d'acide sulfurique et on le fait réagir avec une solution $(S_{2})$ de permanganate de potassium $\left(KMnO_{4}\right)$ de concentration $C_{2}=10^{-2}mol\cdot L^{-1}$

Il a fallut versé $V_{2}=8\,mL$ de la solution $(S_{2})$ pour faire régir tous les ion fer $II.$

1) a) Calculer le nombre de mol d'ions fer $II$ dans $(S_{1}).$

b) Déterminer la concentration $C_{1}$ de la solution $(S_{1}).$

2) Calculer la masse de permanganate de potassium utilisée pour préparer $100\,mL$ de $(S_{2}).$

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 $V_{1}.$

b) Calculer le pourcentage de mole d'ions fer $II$ qui ont été oxydés par l'air

Exercice 6

Le dioxyde de soufre $SO_{2}$ 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 $210\,mg\cdot L^{-1}.$

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 $c_{1}=7.80\cdot10^{-3}moL\cdot L^{-1}.$

Dans un erlenmeyer, on verse un volume $V_{2}=25.0\cdot mL$ de vin blanc.

On ajoute $2\,mL$ d'acide sulfurique pour acidifier le milieu et $1\,mL$ d'empois d'amidon.

Lors du titrage d'un vin blanc, l'équivalence est obtenue après avoir versé un volume

$V_{eq}=6.10\,mL.$

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 $SO_{2}$ du vin titré.

Est-il conforme ?

Données : couples oxydant/réducteur

$SO_{4}^{2-}(aq)(\text{incolore})/SO_{2}(aq)(\text{incolore})\text{ et }I_{2}(\text{violet en présence d'amidon})/I^{-}(aq)(\text{incolore})$

Exercice 7

1.1. Mettre en évidence $3$ couples oxydo-réducteurs parmi les espèces de la liste suivante :

$Fe^{2+}\;,\ SO_{3}^{2-}\;,\ S_{2}O_{3}^{2-}\;,\ SO_{2}$ ;

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

1.2. 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 $V_{g}=10\,m^{3}$ dans $V_{1}=250\,mL$ 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 $C_{2}=1.0\cdot 10^{-3} mol\cdot L^{-1}.$

Pour atteindre l'équivalence le volume de permanganate versé $V_{e2}=18.8\,mL.$

On donne l'équation de la réaction d'oxydoréduction :

$2Mn\,O_{4}^{-}\ +\ 5SO_{2}\ +\ 2H_{2}O\ \rightarrow\ 2Mn^{2+}\ +\ 5SO_{3}^{2-}\ +\ 4H^{+}$

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 $50\,g\cdot m^{-3}.$

Ce gaz devra t-il être épuré ?

$M(SO_{2})=64\,g\cdot mol^{-1}\ ;\ M(SO_{2})=64\,g\cdot mol^{-1}$

Exercice 8

1) Au milieu acide, l'ion nitrate $NO_{3}$ oxyde le cuivre métallique $Cu$ en $Cu^{2+}$ 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 $NO_{2}$ qui est un gaz de couleur rousse.

a) Écrire l'équation de la réaction et montrer

b) Donner les couples rédox mis en jeu

Auteur:

Sidy Mouhamed Ndiaye