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

Classe: 
Première

Exercice 1

1. Par convention, le potentiel normal d'oxydo-réduction du couple H+/H2 est 0.0V
 
2. Pour chaque couple redox, identifions l'oxydant et le réducteur en présentant les résultats sous forme de tableau.
Couple redoxAg+/AgCu2+/CuZn2+/ZnAl3+/AlOxydantAg+Cu2+Zn2+Al3+RéducteurAgCuZnAl
 
3. Demi-équation de réduction pour chacun des couples redox
 
Ag  Ag+ + e
 
Cu  Cu2+ + 2e
 
Fe  Fe2+ + 2e
 
Al  Al3+ + 3e
 
4.Couples de réactifs  qui donnent lieu à une réaction spontanée sont : 
 
Ag++Zn,
 
Cu+Ag+,
 
Al+Cu2+
 
et Zn+H+
 
Équations d'oxydoréduction correspondante.
 
Zn  Zn2+ + 2eZn + 2Ag+  Zn2+ + 2Ag2(Ag+ + e  Ag)
 
Cu  Cu2+ + 2eCu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag2(Ag+ + e  Ag)
 
3(Cu2+ 2e  Cu)Cu2+ + 2Al  3Cu + 2Al3+2(Ag  Al3+ + 3e)
 
2(H+ + e  12H2)2H+ + Zn  H2 + 2Zn2+Zn  Zn2+ + 2e
 
5. Détermination de, dans chaque cas, l'anode et la cathode.
PileZn|Zn2+ || Ag+|AgCu|Cu2+ || Ag+|AgAl|Al3+ || Cu2+|CuZn|Zn2+ || H+|H2AnodeZn|Zn2+Cu|Cu2+Al|Al3+Zn|Zn2+CathodeAg|Ag+Ag|Ag+Cu|Cu2+H+|H2E1.56V0.46V2.0V0.76V
Calcul de la force électromotrice de chaque pile
 
EZn|Zn2+ || Ag+|Ag=EAg|Ag+EZn|Zn+=0.8(0.76)EZn|Zn2+ || Ag+|Ag=1.56V
 
ECu|Cu2+ || Ag+|Ag=EAg|Ag+ECu|Cu2+=0.80.34ECu|Cu2+ || Ag+|Ag=0.46V
 
EAl|Al3+ || Cu2+|Cu=ECu|Cu2+EAl|Al3+=0.34(1.66)EAl|Al3+ || Cu2+|Cu=2.0V
 
EZn|Zn2+ || Ag+|Ag=EH+|H2EZn|Zn+=0.0(0.76)EZn|Zn2+ || H+|H2=0.76V

Exercice 2

1.1. Demi-équations des couples redox en présence. 
 
Fe2+ + 2e  Fe
 
Zn  Zn2+ + 2e 
 
Précisons le sens dans lequel chaque réaction a effectivement lieu lorsque la pile débite.
 
A l'anode, le zinc s'oxyde
 
A la cathode l'ion Fe2+ est réduit
 
 
1.2 Précisons la polarité de la pile ; c'est-à-dire le signe + ou de chacune des électrodes
 
La tige de fer trempant dans une solution aqueuse de sulfate de fer (Il) constitue la borne positive (+) de la pile.
 
La tige de zinc trempant dans une solution aqueuse de sulfate de zinc (Il constitue la borne négative () de la pile
 
2.1 Le zinc empêche la corrosion du fer parce que c'est lui, possédant le potentiel éléctrochimique le plus bas d'après la classification électrochimique, qui s'oxyde à la place du zinc
 
Le zinc (métal plus réducteur), a un potentiel électrochimique moins élevé que celui du métal à protéger(fer).
 
La protection  reste efficace tant que le revêtement par le zinc n'est pas totalement détruit et même si, à la suite d'un choc par exemple, la couche de zinc est interrompue.
 
2.2 A la place du zinc, si on dépose de la même manière une couche de chrome sur une tôle de fer, le chrome empêche la corrosion du fer puisque c'est lui est attaqué à la place du fer 
 
La protection  reste efficace tant que le chrome n'est pas totalement détruit ; 
 
2.3 Le nickel(métal moins réducteur), a un potentiel électrochimique plus élevé que celui du métal à protéger(fer) et la protection n'est plus efficace.
 
Il se forme une pile de corrosion, le métal à protéger (fer) est oxydé

Exercice 3

1. Montrons que le cuivre est attaqué 
 
Le potentiel électrochimique du couple Au3+/Au (E1=1.5V) est plus élevé que celui du couple Cu2+/Cu
 
L'oxydant Au3+ du couple Au3+/Au va donc réagir avec le réducteur Cu du couple Cu2+/Cu
 
2. Équation-bilan de cette réaction chimique.
3(Cu  Cu2+ + 2e)3Cu + 2Au3+  3Cu2+ + 2Au2(Au3+ + 3e  Au)
 
3. Détermination du nombre de moles initial n1 de moles de cuivre.
 
n1=mM=5010363.5n1=0.79103mol
 
4. Détermination du nombre de moles initial n2 d'ions Au3+ présents dans la solution de chlorure d'or.
 
n2=c×V=102×100103n2=103mol
 
5. Détermination du réactif introduit en excès
 
n13=0.791033=0.26103moln22n13n22=1032=0.5103mol
 
La solution de chlorure d'or (AuCl3) est le réactif introduit en excès

Exercice 4

1. Calcul du temps t nécessaire à l'opération.
 
ItNe=mMt=mNeMI=1.875×6.021023×1.61019108×2t=836s
 
2.1. Entre les deux éléments métalliques entrant dans la constitution de la statue est celui qui possède le plus grand pouvoir réducteur est le fer.
 
2.2. Équation bilan de l'oxydoréduction de ces deux éléments.
 
Cu2+ + 2e  CuCu2+ + Fe  Cu + Fe2+Fe  Fe2+ + 2e
 
2.2. a) Le cuivre est le métal constituant l'électrode positive de cette pile.
 
b) Précisons et justifions le sens de circulation des électrons dans le circuit.
 
 
Le courant circule de la borne positive  de la pile vers la borne négative.
 
3. Le zinc métal, étant plus réducteur que le fer, s'oxyde à la place du fer et protège le fer.
 
Équation de la réaction d'oxydoréduction correspondante.
 
Cu2+ + 2e  CuCu2+ + Zn  Cu + Zn2+Zn  Zn2+ + 2e

Exercice 5

1.1. Indiquons la polarité des électrodes.
 
Le courant circule dans un circuit extérieur de l'électrode de nickel vers l'électrode de fer.
 
L'électrode de nickel constitue donc la borne positive,  l'électrode du fer est borne négative.
 
Équation de la réaction spontanée, qui se produit dans la pile P1.
 
Ni2+ + 2e  NiNi2+ + Fe  Ni + Fe2+Fe  Fe2+ + 2e
 
1.2. Montrons que le potentiel normal du couple Fe2+/Fe est inférieur à une valeur que l'on déterminera. 
 
E=E(Ni2+/Ni)E(Fe2+/Fe)=0.25E(Fe2+/Fe)
 
E00.25E(Fe2+/Fe)0E(Fe2+/Fe)0.25
 
Déduisons si le fer est attaqué par une solution d'acide ou non.
 
Le fer est attaqué car son potentiel est plus faible que celui du potentiel du couple H+//H2
 
2.1. Comparons les potentiels normaux des couples Fe2+/Fe et Zn2+/Zn.
 
L'oxydant Fe2+ du couple Fe2+/Fe réagit le Zn du couple Zn2+/Zn pour  donner le dépôt.
 
Le couple Fe2+/Fe a donc le potentiel électrochimique le plus élevé que celui du couple Zn2+/Zn
 
2.2. Le couple a donc le potentiel électrochimique le plus élevé que celui du couple Pb2+/Pb
 
On observe une réaction chimique quand on plonge une lame de fer dans une solution contenant des ions Pb2+, car l'oxydant Pb2+ du couple Pb2+/Pb réagit le réducteur Fe du couple Fe2+/Fe
 
3.1. Symbole de la pile P2
 
Fe|Fe2+ || Zn2+|Zn
 
Équation chimique associé à la pile.
 
Fe2+ + 2e  FeZn + Fe2+  Zn2+ + FeZn  Zn2+ + 2e
 
3.2. Calcul de E(Fe2+/Fe)
 
E2=EFe|Fe2+EZn|Zn2+EFe|Fe2+=E2+EZn|Zn2+=0.320.76EFe|Fe2+=0.44V

Exercice 6

1) Schéma annoté du dispositif.
 
 
La solution dosant est le permanganate de potassium KMnO4 et l'espèce à doser est la solution de sulfate de fer II
 
Précisons le rôle de H2 SO4
 
Il sert à transformer l'ion permanganate MnO4 en ion manganeux Mn2+
 
2) a) Équation de la réaction redox qui a lieu lors du dosage 
 
MnO4 + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2OMnO4 + 8H+ + 5Fe2+  Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+5(Fe2+  Fe3+ + e)
 
b) A l'équivalence redox, le volume de la solution dosant est V2=20mL.
 
c) On peut reconnaître l'équivalence redox par la disparition de la coloration verte caractéristique des ions Fe2+
 
d) Détermination de la valeur de C1
 
A l'équivalence : 

n15=n21C1V15=C2V21C1=5C2V2V1=5×0.01×2010C1=0.1molL1
 
II.
 
1) Le symbole de ce schéma de pile 
 
Cu|Cu2+ || Fe2+|Fe
 
Équation chimique associée. 
 
Cu2+ + 2e  CuFe + Cu2+  Fe2+ + CuFe  Fe2+ + 2e
 
2) a) Détermination de la polarité des bornes de la pile.
 
La demi-pile formée de la solution (S1) dans laquelle on plonge une lame de fer constitue la borne négative
 
La demi-pile formée par une solution de d'ions Cu2+ dans laquelle on plonge une lame de cuivre est la borne positive.
 
b) Écriture de la transformation chimique qui se produit dans chaque compartiment de la pile. 
 
Cu2+ + 2e  Cu
 
Fe  Fe2+ + 2e 
 
Équation bilan de la réaction chimique spontanée quand la pile débite un courant.
 
Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu
 
c) Précisons le rôle du pont salin 
 
Le rôle du pont salin permet de fermer le circuit et d'assurer le passage du courant.
 
d) Schéma de la figure 1 (K fermé) en précisant le sens du courant et des électrons dans le circuit.
 
 

Exercice 7 : Pile chrome argent

1. Définition du potentiel standard d'un couple oxydant-réducteur.
 
Le potentiel standard d'un couple Mn+/M est la différence de potentiel entre le potentiel rédox du couple Mn+/M et le potentiel rédox du couple H+/H2 dans des conditions standard c'est-à-dire P(H2)=1atm et pH=1
 
Calcul de la f.é.m. de cette pile. 
 
E=E(Ag+/Ag)E(Cr3+/Cr)=0.80(0.74V)E=1.54V
 
2. Schéma de la pile en justifiant les polarités des électrodes.
 
 
Les électrons  sont les charges qui circulent à l'intérieur et à l'extérieur de la pile, lorsque celle-ci débite. 
 
Indiquons leur sens de déplacement sur le schéma (voir schéma)
 
3. équations-bilans des réactions qui ont lieu dans chaque demi-pile
 
Cr  Cr3+ + 3e
 
3(Ag+ + e  Ag)
 
Équation du bilan de la réaction chimique.
 
Cr + 3Ag+  Cr3+ + 3Ag
 
4. Au cours du fonctionnement de la pile, la masse d'une des électrodes diminue de 80.2mg.
 
4.1. L'électrode dont la masse d'une des électrodes diminue est l'électrode de chrome.
 
4.2. Calcul de la variation de masse de l'électrode d'argent
 
nAg3=nCrmAg3MAg=mCrMCrmAg=mCr×3MAgMCrmAg=80.2103×10852mAg=0.50g
 
4.3. Concentration C1 en ion Ag+
 
C1=(0.01×100103+0.50108)1200103C1=0.028molL1
 
4.4. Concentration C2 en ion Cr3+
 
C2=(0.01×10010380.210352)1200103C2=0.0027molL1

Exercice 8 

A. Action des pluies acides sur le zinc
 
1.1. Le pôle () correspond au métal du couple de plus bas potentiel ; c'est donc la lame de zinc (Zn)
 
1.2. Valeur de la force électromotrice E attendue pour cette pile.
 
E=0.00(0.76)=0.76V
 
2. Il y a oxydation à la borne négative () de la pile
 
3. Équation globale de la réaction de fonctionnement de cette pile.
 
2(H+ + e  12H2)2H+ + Zn  H2 + Zn2+Zn  Zn2+ + 2e
 
B. Action des pluies acides sur le cuivre
 
l. Valeur de la force électromotrice E attendue pour cette pile.
 
E=0.340.00=0.34V
 
2. Il y a réduction à la borne positive (+) de la pile
 
3. Équation globale de la réaction de fonctionnement de cette pile.
 
2(12H2 + H2O  H3O+ + e)H2 + 2H2O + Cu2+  2H3O+ + CuCu2+ + 2e  Cu
 
C. Conclusion
 
l. Le gaz dégagé qui explose dans l'air à la moindre étincelle lorsque l'on plonge le zinc dans une solution acide est le dihydrogène.
 
2. Indépendamment du coût, la gouttière en cuivre sera préférée à la gouttière en zinc dans les régions où les pluies acides sont fréquentes parce que ce métal ayant le potentiel le plus élevé ne peut être oxydé par l'ion H+  des pluies acides.

Exercice 9 : Pile chrome-argent

ne=norneF=Itn=ItF=0.80×21.0×6096500n=0.0104mol
 
a) Le pôle (+) correspond au métal du couple de plus haut potentiel ; c'est donc le fil dAg. 
 
Le pôle () est donc la lame  de Cr. 
 
Le courant va du pôle (+) vers le pôle () et les e en sens contraire.
 
 
b) Calcul de la f.é.m. de cette pile
 
EAgCr=E0(Ag+/Ag)E0(Cr3+/Cr)=0.80(0.74)EAgCr=1.54V
 
c) La réaction qui se produit dans la pile est la réaction rédox naturelle entre l'oxydant le plus fort (Ag+) et le réducteur le plus fort (Cr) soit : 
 
3Ag+ + Cr  3Ag+ + Cr3+
 
d) Calcul de la masse minimale de la lame de chrome pour que les ions argent soient entièrement consommés.
 
n0(Ag+)=C0Vsol=C0V2=1.00×0.250=0.250mol
 
D'après l'équation bilan 
 
n0(Cr)=13n0(Ag+)
 
m0(Cr)=n0(Cr)M(Cr)=13C0V2M(Cr)=4.33g
 
Pour m(Cr)>m0(Cr), Cr est en excès et les ions Ag+ sont entièrement consommés 
 
e) Calcul de la concentration des ions chrome (III) et l'augmentation de la masse de l'électrode d'argent.
 
D'après l'équation bilan : 
 
n(Cr3+)Obtenu=13n0(Ag+)=13C0V2Doncn(Cr3+)Final=n(Cr3+)initial+n(Cr3+)Obtenu=C0V1+13C0V2=43C0VCarV1=V2=VD'où on tirec(Cr3+)final=n(Cr3+)final/V=43C0V/V=43C0=1.33molL1
 
D'après l'équation bilan : 
 
n(Ag)=n(Ag+)=n0(Ag+) 
 
m(Ag)=n(Ag)M(Ag)=C0VM(Ag)=27.0g 
 

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