Solution des exercices : Oxydoréduction par voie séche

Exercice 1

1. 1. En utilisant les nombres d'oxydation montrons qu'il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction

Calcul du nombres d'oxydation du soufre dans $HSO_{3}$, puis dans $SO_{4}^{2}$

Dans l'ion de $HSO_{3}$

$\begin{array}{rcl} n.o(S)+3n.o.(O)+n.o(H)=-1&\Rightarrow&n.o(S)+3\times (-II)+I\\&=&-I\\&\Rightarrow&n.a(S)\\&=&IV \end{array}$

Dans l'ion de $SO_{4}^{2-}$

$\begin{array}{rcl}n.o(S)+4n.o.(O)&=&-II\\&\Rightarrow&n.o(S)+4\times (-II)\\&=&-II\\&\Rightarrow&n.o(S)=VI
\end{array}$

Transformation de $HSO_{3}$ en $SO_{4}^{2}$

Dans $HSO_{3}^{-}$, $n.o.(S)=+IV$ et dans $SO_{4}^{2-}$, $n.o(S)=+VI$

Le $n.o$ de l'élément soufre a augmenté, le soufre a été oxydé, il s'agit d'une oxydation

Calcul du nombre d'oxydation du soufre dans $OI_{3}^{-}$, puis dans $I^{-}$ 

Dans l'ion de $IO_{3}^{-}$, $n.o(I)=-1$

Le $n.o$ de l'élément iode a diminué, l'iode a été réduit, il s'agit d'une réduction

Les ions $IO_{3}^{-}$ et $HSO_{3}^{-}$

sont respectivement réduit et oxydés, il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction

2. Précisons les couples redox intervenant au cours de la réaction

Les couples intervenant sont : $IO_{3}^{-}/I^{-}$ et $SO_{4}^{2}/HSO_{3}^{-}$

3. Équations formelles associées aux couples redox trouvés et équation bilan de la réaction

$IO\ ;\ +6H^{+}+6e\longrightarrow I^{-}+3H_{2}O$

$IO\ .\ +3HSO_{3}^{-}\longrightarrow I^{-}+3SO_{4}^{2-}+3H^{+}$
Exercice 2

$A 2Fe+O_{2}\longrightarrow 2FeO$

1. La nature de cette réaction chimique est la corrosion électrochimique

2. On peut utiliser, un moyen permettant d'éviter que cette réaction continue jusqu'à la destruction totale du
fer, la galvanoplastie, ou placage d'objets par électrolyse, qui consiste à recouvrir des objets d'une mince
couche d'un métal généralement précieux ou d'un alliage : dorure, argenture, nickelage, chromage, cadmiage, cuivrage

3. Dans un haut fourneau, à température élevée, le monoxyde de carbone $CO$ réagit sur l'oxyde de fer $FeO$

pour donner le fer $Fe$ et le dioxyde carbone $CO_{2}$

Équation-bilan correspondant à cette réaction chimique

$CO+FeO\longrightarrow Fe+CO_{2}$

Le monoxyde de carbone $FeO$ est l'oxydant et $CO$ est le réducteur

B 1. Le fer est le constituant principal de l'acier

2. Ces pièces doivent-elles être en zinc, plus réducteur que le fer. 

Le zinc s'oxyde à la place du fer

C 1 Équation bilan de cette réaction.

$2FeS+\dfrac{7}{2}O_{2}\longrightarrow Fe_{2}O_{3}+2SO_{2}$

2. Il s'agit-il d'une réaction d'oxydo-réduction

Dans la molécule $FeS$ : $n.o(Fe)=+II$ et dans la molécule $Fe_{2}O_{3}:n.o(Fe)=III$

$\Delta n.o.(Fe)=III=II=I$ ; le nombre d'oxydation de l'élément fer a augmenté. 

IL s'agit bien  d'une réaction d'oxydoréduction

3. $Fe^{2+}$ est l'oxydant et $S^{2-}$ est le réducteur
Exercice 3

A. réaction entre le métal $Fe$ et les ions hydrogène $H^{+}$ d'une solution d'acide chlorhydrique :

$Fe+2H^{+}\longrightarrow Fe^{2+}+H_{2}$

1. Détermination de la variation du n.o. du fer

$\Delta n.o.(Fe)=II-O=II$

2. Détermination de la variation du $n.o$ de l'hydrogène

$\Delta' n.o(H)=0-I=-I$

3. Trouvons les coefficients $a$ et $b$ tels que $a\Delta n.o+b\Delta' n.o=0$ et vérifions qu'ils correspondent à l' équation bilan.

$a\Delta n.o+b\Delta'n.o=0\Rightarrow a(+II)+b(-1)=0\Rightarrow\left\lbrace\begin{array}{rcl} a&=&1\\ b&=&2 \end{array}\right.$

B.Trouvons et équilibrons l'équation-bilan de la réaction 

$\begin{array}{rcl} 2\left(NO\ ;\ +4H^{+}+3e\longrightarrow NO+2H_{2}O\right)&\Rightarrow& 2NO_{3}^{-}+3Cu+8H^{+}\\&\rightarrow&3Cu^{2+}+2NO+4H_{2}O\\3\left(Cu\rightarrow Cu^{2+}+2e\right) \end{array}$

Les espèces qui sont réduites sont les ions $NO_{3}^{-}$ et les atomes de cuivre $Cu$ sont oxydés.
Exercice 4

1. En utilisant les potentiels standard d'oxydoréduction, indiquons si l'alliage est attaqué.

Les potentiels standards des couples $Cu^{2+}/Cu\;,Zn^{2+}/Zn$ et $Zn$ et $H^{+}/H_{2}$ sont respectivement $0.34\,V-0.76\;,V$ et $0.0V$

Or $\begin{array}{rcl} E_{Zn^{2+}/Zn}&=&-0.76\,V\\&\succ&E_{H^{+}/H}\\&=&0.0V \end{array}$, le métal Zinc de alliage est attaqué, donc l'alliage est attaqué

2- Équation-bilan de la réaction d'oxydo-réduction correspondante.

$\begin{array}{rcl} 2\left(H^{+}+e\longrightarrow\dfrac{1}{2}H_{2}\right)\\&\Rightarrow&2H^{+}+Zn\longrightarrow H_{2}+Zn^{2+}\\ Zn\longrightarrow Zn^{2+}+2e \end{array}$

3- Volume maximale de dihydrogène mesuré dans les conditions normales de température et de pression
recueilli

$\begin{array}{rcl} V_{H_{2}}&=&n_{H_{2}}V_{m}\\&\text{Or }&n_{H_{2}}\\&=&n_{Z_{n}}\\&=&\dfrac{m_{Z_{n}}}{M_{Z_{n}}}\\&=&\dfrac{30\%m}{M_{Z_{n}}}\\&\Rightarrow&V_{H_{2}}\\&=&\dfrac{30\%m}{M_{Z_{n}}}V_{m}\\&=&\dfrac{30\times 10}{100\times 65.4}\times 22.4 \\&\Rightarrow& V_{H_{2}}\\&=&1.0\,L \end{array}$
Exercice 5

1. Calcul du nombre d'oxydation du soufre dans $SO_{2}$, puis dans $SO_{3}$:

$-\ $Dans la molécule de $SO_{2}$ :

$\begin{array}{rcl} n.o.(S)+2n.o.(O)&=&0\\&\text{donc }&n.o(S)\\&=&-2\,n.o(O)\\&=&-2(-II)\\&=&IV \end{array}$

$-\ $Dans la molécule de $SO_{3}$ :

$\begin{array}{rcl} n.o(S)+3n.o(O)&=&0\\&\text{donc}& n.o(S)\\&=&-3n.o(O)\\&=&-3(-II)\\&=&+VI \end{array}$

2. Calcul du nombre d'oxydation du soufre dans $SO_{4}^{2-}$, puis dans $SO_{3}^{2-}$, puis dans $SO_{3}^{2-}$

$-\ $Dans l'ion sulfate $SO_{4}^{2-}$

$\begin{array}{rcl} n.o(S)+3n.o(O)&=&-II\ ;\ \\&\text{donc }n.o(S)\\&=&-4n.o.(O)-II\\&=&-4(-II)-II\\&=&+VI \end{array}$

3. Transformations :

Transformation de $SO_{2}$ en $SO_{3}$ :

Dans $SO_{2}$, $n.o(S)=+IV$ et dans $SO_{3}$, $n.o(S)=+VI$

Le $n.o$ de l'élément soufre a augmenté, le soufre a été oxydé, il s'agit d'une oxydation

Transformation de $SO_{2}$ en $SO_{4}^{2-}$

Dans $SO_{2}$, $n.o.(S)=+IV$ et dans $SO_{4}^{2-}$, $n.o(S)=+VI$

Le $n.o.$ de l'élément soufre a augmenté, le soufre a été oxydé, il s'agit d'une oxydation

$\blacktriangleright $Transformation de $SO_{3}$ en $SO_{4}^{-2}$

Dans $SO_{3}$, $n.o(S)=+VI$ et dans $SO_{4}^{2-}$, $n.o(S)=+VI$

Le $n.o$ de l'élément soufre n'a pas varié, il s'agit ni d'une réduction, ni d'une oxydation.

4. Équation - bilan :

$MnO_{4}^{-}+SO_{2}\longrightarrow Mn^{2+}+SO_{4}^{2-}$

Calcul du $n.o$ du soufre dans $SO_{2}$ et dans $SO_{4}^{2-}$ et ceux du manganèse dans $MnO_{4}^{-}$ et dans $Mn^{2+}$ :

$MnO_{4}^{-}+\quad SO_{2}(\rightarrow)\quad Mn^{2+}+SO_{4}^{2-}$

$n.o(S)\quad\quad\quad +IV\quad\quad\quad +VI$

$n.o(Mn)+VII\quad\quad +II$

Comparons la variation des $n.o$ 

$\Delta n.o(S)=(+VI)-(+IV)=+II>0$, le soufre est oxydé

$\Delta n.o(Mn)=(+II)-(+VII)=-V<0$, le manganèse est réduit

Les coefficients stœchiométriques sont $2$ et $5$, de sorte que l'augmentation du $n.o$ de l'élément soufre

compense la diminution du $n.o$ de l'élément manganèse :

$2\Delta n.o(Mn)+5\Delta n.o(S)=2(-V)+5(+II)=0$

$2MnO_{4}^{-}+5SO_{2}\longrightarrow 2Mn^{2+}+5SO_{4}^{2-}$

Équilibrons le nombre de charges (on doit faire apparaître $4^{+}$), puis le nombre d'atomes d'oxygène et d'hydrogène (on doit faire apparaître $2H_{2}O$) :

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

1. Les réactifs et le produit de la combustion de l'aluminium dans l'air sont respectivement : l'aluminium

$Al$, le dioxygène $O_{2}$ et l'alumine $AI_{2}O_{3}$

2. Il s'agit d'une oxydation

$\Delta n.o(Al)=+III-0=+III$

Le n.o. de l'élément aluminium a augmenté, l'aluminium a été oxydé, il s'agit d'une oxydation

3. Équation-bilan de cette combustion

$2Al +\dfrac{3}{2}O_{2}\longrightarrow AI_{2}O_{3}$

4. Masse de dioxygène nécessaire à la combustion de $2.7\,g$ d'aluminium

$\begin{array}{rcl} m_{0_{2}}&=&n_{o_{2}}M_{o_{2}}\\&\text{or }&n_{o_{2}}\\&=&\dfrac{3}{2}n_{Al}\\&=&\dfrac{3m_{Al}}{2_{M_{Al}}}\Rightarrow m_{o_{2}}\\&=&\dfrac{3_{m_{Al}}}{2M_{Al}}M_{o_{2}}\\&=&\dfrac{3}{2}\times \dfrac{2.7}{27}\times 32\\&\Rightarrow& m_{o_{2}}\\&=&4.8\,g \end{array}$

5. Volume d'aire nécessaire à cette combustion,

$\begin{array}{rcl} V_{\text{Air }}&=&5V_{o_{2}}\\&=&5\times \dfrac{4.8}{11.4}\times 11\Rightarrow V_{\text{Air}}\\&=&17\,L \end{array}$
Exercice 7

1. Détermination du $n.o$ de l'iode dans $IO_{3}^{-}$, $I^{-}$ et $I_{2}$

$n.o.(I)$ dans $IO_{3}^{-}$ : $x-3(II)=-I\Rightarrow x=V\Rightarrow n.o(I)=(V)$

$n.o(I)$ dans $I^{-}$ : $n.o.(-I)$ ; $n.o.(I)$ dans $I_{2}$ : $n.o(I)=(0)$

2.a. Précisons les couples redox mis en jeu.
Les couples redox mis en jeu sont :

$IO_{3}^{-}\left|I_{2}\text{ et }I_{2}\right|I^{-}$

b. Équation formelle associée à chaque couple redox.

$IO_{3}^{-}|I_{2}\ :\ IO_{3}^{-}+6H^{+}+5e\longrightarrow I_{2}+3H_{2}O$

$I_{2}I_{2}\ :\ 2I^{-}\longrightarrow I_{2}+2e$

c. Équation bilan de la réaction redox.

$\begin{array}{rcl} 2\left(IO_{3}^{-}+6H^{+}+5e\longrightarrow I_{2}+3H_{2}O\right)\\&\Rightarrow&2IO_{3}^{-}+10I^{-}+12H^{+}\longrightarrow 6I_{2}+6H_{2}O\\ 5\left(21^{-}\longrightarrow I_{2}+2e\right) \end{array}$

d. Montrons qu'il s'agit d'une réaction de dismutation

Lors de la transformation de $IO_{3}^{-}$
en $I_{2}$ ,le nombre d'oxydation de l'élément iode a diminué . 

Il y a réduction de l'élément iode au cours de la réaction.

Lors de la transformation de $I^{-}$ en $I_{2}$ ,le nombre d'oxydation de l'élément iode a augmenté . I

l y a oxydation de l'élément iode au cours de la réaction

Au cours de cette réaction d'oxydoréduction, l'élément subit à la fois une oxydation et une réduction .

On dit qu'il y a réaction de dis mutation.
Exercice 8

1. Détermination du nombre d'oxydation de l'élément oxygène dans $H_{2}O_{2}$

$\begin{array}{rcl} 2x+2(1)&=&0\\&\Rightarrow& x\\&=&(-I)\\&\Rightarrow& n.o(O)\\&=&-I \end{array}$

2.a. Équation chimique de la réaction de décomposition de $H_{2}O_{2}$

$H_{2}O_{2}\longrightarrow H_{2}O+\dfrac{1}{2}O_{2}$

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

$\begin{array}{rcl} H_{2}O_{2}+2H^{+}+2e&\longrightarrow &H_{2}O+H_{2}O\\&\Rightarrow&H_{2}O_{2}+H_{2}O_{2}\longrightarrow 2H_{2}O+O_{2}+H_{2}O_{2}\Rightarrow 2H_{2}O_{2}\longrightarrow 2H_{2}O+O_{2}\\&\text{ ou }&H_{2}O_{2}\longrightarrow H_{2}O+\dfrac{1}{2}O_{2} \end{array}$

c. Précisons les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction.

Les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction sont : $H_{2}O_{2}/H_{21}O/H_{2}O_{2}$

d. Équations formelles correspondant aux deux couples redox 

$H_{2}O_{2}+2H^{+}22e\longrightarrow H_{2}O+H_{2}O(1)$

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

Montrons que $H_{2}O_{2}$ peut jouer à la fois le rôle d'oxydant et le rôle de réducteur.

$-\ $rôle d'oxydant, il capte des électrons

joue le rôle d'oxydant, il capte des électrons

$-\ $Dans la demi-équation $(1)$, $H_{2}O_{2}$ joue le rôle d'oxydant, il capte des électrons

$-\ $Dans la demi-équation $(1)$, $H_{2}O_{2}$ joue le rôle de réducteur car, il cède des électrons

3.a Détermination de la quantité de dioxygène $0_{2}$ libéré par la décomposition d'un litre d'eau oxygéne $H_{2}O_{2}$

$H_{2}O_{2}\longrightarrow H_{2}O+\dfrac{1}{2}O_{2}$

$\begin{array}{rcl}  n_{o_{2}}&=&\dfrac{V_{o_{2}}}{V_{m}}\\&=&\dfrac{10}{22.4}\\&\Rightarrow& n_{o_{2}}\\&=&0.45\,mol \end{array}$

b. Déduction de la quantité de peroxyde de dihydrogène $H_{2}O_{32}$ présente dans l'eau oxygénée vendue en
pharmacie.

D'après le bilan molaire :

$\begin{array}{rcl} n_{H_{2}O_{2}}&=&\dfrac{n_{o_{2}}}{\dfrac{1}{2}}\\&\Rightarrow& n_{H_{2}O_{2}}\\&=&2n_{o_{2}}\\&=&2\times 0.45\\&\Rightarrow& n_{H_{2}o_{2}}\\&=&0.90\,mol \end{array}$ 

c. Calcul de sa concentration molaire

$\begin{array}{rcl} C_{H_{2}O_{2}}&=&\dfrac{n_{H_{2}o_{2}}}{V}\\&=&\dfrac{0.90}{1}\\&\Rightarrow&C_{H_{2}o_{2}}\\&=&0.90\,mol\cdot L^{-1}
\end{array}$

4. Vérifions que le pourcentage massique de la solution d'eau oxygénée est égal à $3\%$

$\begin{array}{rcl} \%H_{2}O_{2}&=&\dfrac{m_{H_{2}o_{2}}}{m}\times 100\\&=&\dfrac{n_{H_{2}o_{2}}M_{H_{2}o_{2}}}{\rho\times V}\times 100\\&\Rightarrow&\%H_{2}O_{2}\\&=&3.2\% \end{array}$
Exercice 9

1.a. Équation bilan de la réaction qui se produit

$TiO_{2}+2Cl_{2}+2C\longrightarrow TiCl_{4}+2CO$

b. Montrons qu'il s'agit d'une réaction redox

$TiO_{2}+2Cl_{2}+C\longrightarrow TiCl_{4}+2CO$

$\Delta n.o(CI)=-I-0=-I$

Le nombre d'oxydation de l'élément de chlore $CI$ a diminué. 

Il  y a donc réduction

$\Delta n.o(C)=+V-O=+V$

Le nombre d'oxydation de l'élément de carbone C a augmenté

Il y a donc oxyde

Dans cette réaction, il y a, à la fois, oxydation et réduction. 

Il s'agit d'une réaction redox

2. a Équation bilan de la réaction

$TiCI+2Mg\longrightarrow Ti+2MgCl_{2}$

b. Vérifions que le magnésium agit en tant que réducteur

$\Delta n.o (Mg)=+II-O=+II.$

Le nombre d'oxydation de l'élément de magnésiume $M_{g}$ a a augmenté. 

Le magna agit en tant que réducteur

$\begin{array}{rcl} m_{TiCI_{4}}&=&\dfrac{m_{Ti}M_{TiCI_{4}}}{M_{Tii}}\\&=&\dfrac{10^{6}\times 189.87}{47.87}\\&\Rightarrow& m_{TiCI_{4}}\\&=&3.97\cdot 10^{6}\,g \end{array}$

$\begin{array}{rcl} m_{Mg}&=&\dfrac{2m_{Ti}M_{Mg}}{M_{TH}}\\&=&\dfrac{2\times 10^{6}\times 24}{47.87}\\&\Rightarrow& m_{TiCI_{4}}\\&=&1\cdot 10^{6}\,g \end{array}$

$\begin{array}{rcl} m_{Cl_{2}}&=&\dfrac{2m_{TiCI}\times M_{Cl_{2}}}{M_{TiCl_{4}}}\\&=&\times \dfrac{2\times 3.97\cdot 10^{6}\times 71}{189.87}\\&\Rightarrow& m_{CI_{2}}\\&=&2.97\cdot 10^{6}\,g \end{array}$

$\begin{array}{rcl} m_{C}&=&\dfrac{2m_{TiCl_{4}}\times M_{c}}{M_{TiCl_{4}}}&=&\dfrac{2\times 3.97\cdot 10^{6}\times 12}{189.87}\\&\Rightarrow&m_{C1_{2}}\\&=&0.50\cdot 10^{6}\,g \end{array}$

$\begin{array}{rcl} m_{TiO_{2}}&=&\dfrac{m_{TiCl_{4}}\times M_{TiO_{2}}}{M_{TiCI_{4}}}\\&=&\dfrac{3.97\cdot 10^{6}\times 71}{189.87}\\&\Rightarrow& m_{ci_{2}}\\&=&1.67\cdot 10^{6}\,g \end{array}$