Solution des exercices : Classification qualitative des couples oxydant-réducteur ion métalique/métal - 1er s

Classe: 
Première
 

Exercice 1

1) Équation de la réaction  qui se produit.
 
Cu2+ + 2e  CuFe + Cu2+  Fe2+ + CuFe  Fe2+ + 2e
 
Cu2+ + 2e  CuCu2+ + 2Ag  Cu + 2Ag+2(Ag  Ag+ + e)
 
2) Précisons  les couples redox mis en jeu sont : 
 
Ag2+/Ag, Cu2+/Cu et Fe2+/Fe
 
3) Classons les métaux mis en jeu par pouvoir réducteur croissant.
 
 
4) L'hydrogène est moins réducteur que le fer ; les ions H+ réagissent avec le fer pour donner des ions Fe2+ et du dihydrogène si on met du fer dans une solution acide.
 
Équation de la réaction s'écrit :
 
Fe  Fe2+ + 2eFe + 2H+  H2 + Fe2+2H+ + 2e  H2

Exercice 2

1. Expliquons ce qui s'est passé dans les deux expériences.
 
Pour l'expérience a ,les ions cobalt Co2+ ont oxydés le métal fer.
 
Pour l'expérience b, les ions hydronium H+ ont oxydés le cobalt équations-bilans des réactions 
 
Fe  Fe2+ + 2eFe + Co2+  Co + Fe2+Co2+ + 2e  Co
 
Co  Co2+ + 2eCo + 2H+  H2 + Co2+2H+ + 2e  H2 
 
2. Classons qualitativement les trois couples mis en jeu.
 
3. Dans la première expérience quelle est La masse de métal formé ?
 
mCo=nCo×MCo=CV×MCo=0.20×100103×58.93mCo=1.18g

Exercice 3

1. Demi-équation du couple rédox qui permet d'expliquer le dépôt de cuivre.
 
Cu2+ + 2e  Cu
 
2. Demi-équation du couple rédox qui permet d'où proviennent les électrons de la demi-réaction précédente.
 
Ni  Ni2+ + 2e
 
3. Équation bilan de la réaction chimique traduisant le dépôt métallique.
 
Cu2+ + 2e  CuCu2+ + Ni  Cu + Ni2+Ni  Ni2+ + 2e
 
Aucun dépôt n'est observé dans l'expérience 2 parce que Fe2+ est un oxydant faible pour oxyder la lame de nickel

Exercice 4

I. 1) Précisons la nature du dépôt.
 
Le dépôt est le cuivre métal
 
2) Demi équations électroniques représentant les transformations subies par l'ion Cu2+ et le zinc Zn.
 
Cu2+ + 2e  Cu
 
Zn  Zn2+ + 2e
 
3) Équation bilan de la réaction d'oxydoréduction.
 
Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+
 
4) Précisons l'oxydant et le réducteur qui interviennent dans cette réaction.
 
L'ion Cu2+ est l'oxydant ; le zinc est le réducteur
 
5) 
 
 
a) Citons les métaux qui peuvent jouer le rôle de « anode sacrificielle ». 
 
Ces métaux sont l'aluminium (Al), le manganèse (Mn) et le zinc (Zn) car plus réducteurs que le fer.
 
b) Équation bilan de la réaction avec l'une des métaux possible.
 
3(Fe2+ + 2e  Fe)3Fe2+ + 2Al  3Fe + 2Al3+2(Al  Al3+ + 3e)
 
II. 1) Demi-équations électroniques et l'équation bilan de la réaction.                                                                                                                                              
2(H3O+ + e  12H2 + H2O)2H3O+ + Zn  H2 + 2H2O + Zn2+
 
Zn  Zn2+ + 2e
 
2) a) Calcul  de la quantité de matière (nombre de moles) de dihydrogène obtenu. 
 
nH2=VVm=0.1422.4nH2=6.25103mol
 
b) Détermination de la masse de zinc ayant réagi. 
 
nZn=nZn×MZnornH2=nZnmZn=6.25103×65.4mZn=0.409g
 
3) Détermination de la masse de cuivre contenu dans cet alliage
 
mCu=mmZn=10.409mCu=0.591g
 
 
1) Équations des réactions d'oxydoréductions qui se produisent s'il est possible, 
 
a) Quand on plonge une lame de fer dans une solution contenant des ions Au3+ il produit une réaction d'oxydoréduction car le zinc moins réductéur réagit les ions Au3+ plus oxydant
 
3(Fe2+ + 2e  Fe)Fe2+ + 2Au  3Fe + 2Au3+2(Au3+ + 3e  Au)
 
b) Quand on plonge une lame de zinc dans une solution contenant des ions Cu2+, il produit une réaction d'oxydoréduction car le zinc moins réductéur réagit les ions Cu2+ plus oxydant
 
Cu2+ + 2e  CuCu2+ + Zn  Cu + Zn2+Zn  Zn2+ + 2e
 
2. Plaçons le dihydrogène sur l'axe de classification électrochimique ci-dessus.

Exercice 5

1) Équation de la réaction qui a lieu.
 
Cu2+ + 2e  CuCu2+ + Fe  Cu + Fe2+Fe  Fe2+ + 2e
 
2) Calcul de
 
a) la masse du solide formé.
 
mCu=nCu×MCuornCu=C×VmCu=0.2×100103×63.55mCu=1.27g
 
b) la concentration des ions Fe2+ dans la solution.
 
CFe2+=mMV=1.1255.85×100103CFe2+=0.2molL1
 
3) a) La réaction qui se produit est la réaction entre le zinc et les ions Fe2+
 
b) Les deux demi-équations électroniques et l'équation bilan de la réaction qui se produit.
 
Zn + 2e  Zn2+Zn + Fe2+  Zn2+ + FeFe2+ + 2e  Fe
 
c) Calcul de la quantité de matière du métal formé (fer).
 
mFe=nFe×MFeornFe=nFe2+=C×VmFe=0.2×50103×55.85mFe=0.56g
 
La masse du métal attaqué (zinc).
 
mZn=nZn×MZnornFe=nZn=nFe2+=C×VmZn=0.2×50103×65.39mZn=0.65g
 
4) a) Montrons qu'il se produit deux réactions d'oxydoréduction.
 
Le fer et le plomb étant plus réducteurs que le dihydrogène, il se produit donc entre l'acide chlorhydrique et les métaux le plomb et fer.
 
b) Précisons les deux couples redox pour chaque réaction.
 
Les deux couples redox sont :  
 
H3O+/H2 et Pb2+/Pb
 
H3O+/H2 et Fe2+/Fe
 
c) Demi équations électroniques et équations bilan de deux réactions.
 
2(H3O+ + e  12H2 + H2O)2H3O+ + Fe  H2 + 2H2O + Fe2+Fe  Fe2+ + 2e
 
2(H3O+ + e  12H2 + H2O)2H3O+ + Pb  H2 + 2H2O + Pb2+Pb  Pb2+ + 2e
 
d) Calcul de la masse de chaque métal du mélange (zinc, plomb et argent).
 
mFe=nFe×MFeornFe=nH2=VVmmFe=0.67224×55.85mFe=1.56g
 
mPb=nPb×MPbornPb=nH2=VVmmPb=0.67224×207mPb=5.8g

Exercice 6

 
1) Montrons,en se basant sur l'échelle de la classification électrochimique des métaux, que seul le zinc a réagi. 
 
Le zinc, plus réducteur que l'hydrogène peut être oxydé par l'acide chlorhydrique ; contrairement au cuivre plus électropositif ne peut être oxydé par l'acide chlorhydrique.
 
2) Équation de la réaction entre le zinc Zn et les ions H3O+.
 
2(H3O+ + e  12H2 + H2O)2H3O+ + Zn  H2 + 2H2O + Zn2+Zn  Zn2+ + 2e
 
Précisons les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction d'oxydoréduction.
                                     
Ces couples sont :
 
H3O+/H2 et Zn2+/Zn
 
3) a) Calcul de la quantité de matière de dihydrogène recueillie à la fin de la réaction.            
nH2=VVm=0.922.4nH2=0.040mol
 
b) Déduction de la quantité de matière de zinc contenue dans l'échantillon.                          
 
nZn=nH2nZn=0.040mol
 
4) a) Calcul de la masse du zinc qui a réagi.                                                                               
 
mZn=nZn×MZn=0.040×65.39mZn=2.62g
 
b) Déduction du pourcentage massique, en zinc et en cuivre, du laiton.                             
 
%mZn=mZnm×100=2.6215×100%mZn=17.5           
 
%mCu=10017.5=100%mZn%mCu=82.5  

Exercice 7

 
1) Décrivons  ce que se passe dans chaque expérience.
 
a) Lorsqu'on plonge une lame de cuivre dans une solution (Ag+, NO3), les ions Ag+, oxydant plus fort, réagissent avec la lame de cuivre, et on observe une coloration bleue caractéristique des ions Cu2+
 
b) Lorsqu'on plonge une lame de cuivre dans une solution (Zn2+, SO24), on n'observe rien car les ions Zn2+ ne peuvent pas oxyder la lame de cuivre.
 
c) Si on plonge une lame d'aluminium dans une solution (H+, Cl), les ions H+, oxydant plus fort, réagissent avec la lame d'aluminium ; et on observe un dégagement du dihydrogène.
 
2) Équations des réactions possibles
 
Cu  Cu2+ + 2eCu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag2(Ag+ + e  Ag)
 
 
3(H3O+ + e  12H2 + H2O)3H3O+ + Al  32H2 + 3H2O + Al3+Al  Al3+ + 3e

Exercice 8

1) a) Identification des produits de la réaction. 
 
Le dépôt gris scintillant qui apparaît sur les grains de fer montre qu'il s'est formé de l'argent métal.
 
Le précipité vert qui apparaît instantanément montre qu'il s'est également formé des ions Fe3+
 
b) Équations relatives à l'oxydation et à la réduction
 
Fe  Fe2+ + 2e
 
2(Ag+ + e  Ag)
 
 Équation bilan de la réaction
 
Fe + 2Ag+  2Ag + Fe2+
 
 Précisons les couples rédox mis en jeu au cours de cette réaction.
 
Ces couples sont : 
 
Ag+/Ag et Fe2+/Fe
 
2) a) Calcul de la quantité de matière initiale de chacun des réactifs.
 
nAg+=C×V=1×100103nAg+=0.1mol
 
nFe=mM=2.2455.85nFe=0.04
 
b) Les réactifs ne sont pas en proportions stœchiométriques 
 
nAg+2=0.12=0.05molnFe1=0.04mol
 
Le fer est le réactif limitant.
 
c) Calcul, à la fin de la réaction : 
 
 la concentration molaire des ions présents dans la solution.
 
CFe2+=nFeV=0.04100103CFe2+=0.4
 
 la masse du dépôt métallique formé (Ag).
 
mAg=nAg×MAg=2nFe×MAg=2×0.04×107.87mAg=8.63g
 
3) Comparons les pouvoirs réducteurs de Fe, Ag et H.
 
Une solution d'acide chlorhydrique réagit avec le fer mais elle est sans action sur l'argent.
 
Le fer est réducteur que l'hydrogène ; par contre l'argent est donc moins réducteur. 
 
D'où ce classement
 

Exercice  9  

l) a) interprétation des expériences
 
 Dans la première partie (S1), lorsqu'on place une lame d'argent, on obtient un dépôt d'or. 
 
L'oxydant Au3+ du couple Au3+/Au, dont le potentiel électrochimique plus élevé, réagit avec le réducteur Ag du couple Ag+/Ag pour donner un dépôt d'or 
 
 Dans la deuxième partie (S2), lorsqu'on met une lame de cuivre, On obtient un dépôt d'argent et d'or.
  
Les oxydants Au3+ et Ag+ des couples Au3+/Au et Ag+/Ag, dont les potentiels électrochimique plus élevés, réagissent avec le réducteur Cu pour donner un dépôt d'argent et d'or.
 
 Dans la troisième partie (S3), lorsqu'on met une lame de zinc, on obtient un dépôt d'argent et d'or.
  
Les oxydants Au3+, Ag+ et Cu2+ des couples Au3+/Au, Ag+/Ag et Cu2+/Cu, dont les potentiels électrochimique plus élevés, réagissent avec le reducteur Zn  pour donner un dépôt d'argent, d'or et de cuivre
 
b) Équations des réactions dans (S1) et (S2), en précisant à chaque fois l'oxydant et le réducteur
 
Au  Au3+ + 3eAu + 3Ag+  Au3+ + 3Ag3(Ag  Ag+ + e)
 
Au3+ et Ag sont respectivement l'oxydant et le réducteur
 
Cu  Cu3+ + 2eCu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag2(Ag+ + e  Ag)
 
3(Cu  Cu2+ + 2e)3Cu + 2Au3+  3Cu2+ + 2Au2(Au3+ + 3e  Au)
 
Au3+, Ag+ et Cu sont respectivement les oxydants et le réducteur.
 
c) Déduction d'une classification électrochimique des métaux utilisés.
 
 
2) Calcul des molarités des ions Cu2+, Ag+, Au3+ et NO3 dans la solution (S).
 
CCu2+=m3m2MCuV=1.1880.93463.5×300103CCu2+=0.013molL1
 
CAg+=m2m1MAgV=0.9340.394108×300103CAg+=0.017molL1
 
CAu3+=m1MAuV=0.394197×300103Cau3+=0.0067molL1
 
CNO3=(3m1MAu+2(m3m2)MCu+m2m1MAg)1V=(3×0.394197+2(1.1880.934)63.5+0.9340.394108)CNO3=0.063molL1
 

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