Ce document de Travaux Dirigés (TD), s'inscrivant dans le cadre du module de Chimie en solution C111/2, est conçu pour les étudiants universitaires.
Il propose une série d'exercices structurés, avec corrigés détaillés et une FAQ, abordant les principes fondamentaux de l'oxydoréduction et de l'électrochimie. Les principaux thèmes couverts incluent :
- L'identification des oxydants et réducteurs
- La rédaction des demi-équations en milieux acide et basique
- L'analyse du fonctionnement des piles électrochimiques et leurs calculs associés
- Les réactions de dismutation
Chimie générale : Série 3 d'exercices corrigés chimie.pdf
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Université Abdelmalek Essaadi, Faculté des Sciences et Techniques, Tanger
Module C111/2 - Série 3
Exercices
1. Déterminer l'oxydant et le réducteur
a- 2Na + Cl2 ⇔ 2NaCl
b- SO2 + 2H2S ⇔ 3S + 2H2O
2. Écrire les demi-équations des couples oxydant/réducteur suivants en milieu acide
- NO3-(aq) / HNO2(aq)
- MnO2(aq) / Mn2+(aq)
- S(s) / H2S(aq)
- Fe3O4(s) / Fe2+(aq)
3. Écrire les demi-équations des couples oxydant/réducteur suivants en milieu basique
- AsO2-(aq) / As(s)
- AgO(s) / Ag2O(s)
- O2(g) / HO-(aq)
- FeO42-(aq) / FeO(OH)(s)
4. Réaction d'une solution acidifiée de permanganate de potassium
Une solution acidifiée de permanganate de potassium (K+, MnO4-) réagit avec une solution contenant des ions chlorure Cl-. Il se forme du dichlore Cl2 gazeux.
a- D'après les couples oxydant/réducteur donnés ci-dessous, écrire les demi-équations correspondant à ces couples : (MnO4-(aq) / Mn2+(aq) ; Cl2(g) / Cl-(aq)).
b- En déduire l'équation-bilan de la transformation chimique qui se produit dans cette expérience.
c- Quelle est la valeur du volume de dichlore que l'on peut préparer à partir de 10 g de permanganate de potassium solide ? L'acide sera mis en excès.
Données : Volume molaire dans les conditions de l'expérience Vm = 25 L.mol-1. Masses molaires (en g.mol-1) : K = 39,1; Mn = 54,9; O = 16,0.
5. Réaction de dismutation de l'eau de Javel
Une réaction de dismutation est une réaction d’oxydoréduction au cours de laquelle une même espèce chimique réagit en tant qu’oxydant d’un couple et en tant que réducteur d’un autre couple. L’eau de Javel est une solution équimolaire d’hypochlorite de sodium (ClO-Na+) et de chlorure de sodium. Le chauffage prolongé d’une solution d’eau de Javel conduit à la transformation d’ions chlorate ClO3- et chlorure Cl-.
a- Écrire les demi-équations d’oxydoréduction relatives aux couples ClO-/ClO3- et Cl-/ClO-.
b- En déduire l’équation de la réaction de dismutation des ions hypochlorite ClO-.
6. Étude d'une pile Fe/Fe2+ //Sn2+/Sn
a- Quels sont les pôles positif et négatif de cette pile ?
b- Écrivez les demi-réactions aux électrodes et l’équation-bilan.
c- Quelles sont les concentrations finales en ions Fe2+ et Sn2+ si chaque demi-pile contient au départ 50 mL de solution 0,1 M et si la lame de fer a diminué de 28 mg ?
Données : E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V ; E°(Sn2+/Sn) = -0,136 V.
7. Pile bouton à oxyde d'argent
Une pile bouton contient 1,85 g d’oxyde d’argent.
a- Écrivez les réactions d’oxydation et de réduction entre les couples Ag2O/Ag (E° = 0,34 V) et Zn(OH)42-/Zn (E° = -1,20 V).
b- Quelle est la tension à vide fournie par la pile ?
c- Quelle est la masse de Zn qui disparaît pendant le fonctionnement de la pile ?
8. Étude d'une pile Cu/Cu2+ (0,1 M) // Fe3+ (0,4 M), Fe2+ (0,4 M)/Pt
a- Déterminer le potentiel de chacune des électrodes et en déduire leurs polarités. Calculer la f.e.m. initiale de la pile.
b- Donner le schéma de cette pile en précisant le sens du courant électrique et celui de migration des ions dans le pont salin qui est une solution de KCl. Donner les demi-réactions redox qui ont lieu au niveau de chaque électrode.
c- Écrire la réaction-bilan. Calculer la constante d’équilibre.
d- Après une durée de fonctionnement, le potentiel de l’électrode Cu(s) devient égal à 0,32 V. Calculer dans ces conditions la concentration des ions Cu2+.
Données : E°(Cu2+/Cu(s)) = 0,34 V ; E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.
Corrigé de la Série 3
1. Détermination de l'oxydant et du réducteur
On attribue les nombres d'oxydation pour chaque élément à gauche et à droite de l’équation :
a- 2Na + Cl2 ⇔ 2NaCl
- Na passe du nombre d'oxydation 0 à +I, il perd 1 électron : Na est le réducteur.
- Cl passe du nombre d'oxydation 0 à -I, il gagne 1 électron : Cl2 est l'oxydant.
b- SO2 + 2H2S ⇔ 3S + 2H2O
- Dans SO2, le soufre (S) passe du nombre d'oxydation +IV à 0, il gagne 4 électrons : SO2 est l'oxydant.
- Dans H2S, le soufre (S) passe du nombre d'oxydation -II à 0, il perd 2 électrons : H2S est le réducteur.
2. Demi-équations en milieu acide
- NO3-(aq) / HNO2(aq) : NO3- + 2H+ + e- ⇔ HNO2 + H2O
- MnO2(aq) / Mn2+(aq) : MnO2 + 4H+ + 2e- ⇔ Mn2+ + 2H2O
- S(s) / H2S(aq) : S + 2H+ + 2e- ⇔ H2S
- Fe3O4(s) / Fe2+(aq) : Fe3O4 + 8H+ + 2e- ⇔ 3Fe2+ + 4H2O
3. Demi-équations en milieu basique
- AsO2-(aq) / As(s) : AsO2- + 2H2O + 3e- ⇔ As + 4HO-
- AgO(s) / Ag2O(s) : 2AgO + H2O + 2e- ⇔ Ag2O + 2HO-
- O2(g) / HO-(aq) : O2 + 2H2O + 4e- ⇔ 4HO-
- FeO42-(aq) / FeO(OH)(s) : FeO42- + 3H2O + 3e- ⇔ FeO(OH) + 5HO-
4. Réaction d'une solution acidifiée de permanganate de potassium
a- Les demi-équations des couples MnO4-/Mn2+ et Cl2/Cl- sont :
- Réduction : MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- ⇔ Mn2+(aq) + 4H2O(l)
- Oxydation : 2Cl-(aq) ⇔ Cl2(g) + 2e-
b- Équation-bilan de la transformation :
Pour avoir le même nombre d'électrons échangés (10 électrons), il faut multiplier la première demi-équation par 2 et la seconde par 5.
- 2 × (MnO4- + 8H+ + 5e- ⇔ Mn2+ + 4H2O) ⇒ 2MnO4- + 16H+ + 10e- ⇔ 2Mn2+ + 8H2O
- 5 × (2Cl- ⇔ Cl2 + 2e-) ⇒ 10Cl- ⇔ 5Cl2 + 10e-
L'équation-bilan s'obtient en additionnant les deux demi-équations :
2MnO4-(aq) + 16H+(aq) + 10Cl-(aq) ⇔ 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 5Cl2(g)
c- Volume de dichlore Cl2 :
Mise en solution du permanganate de potassium : KMnO4 → K+ + MnO4-.
Nombre de moles initial de MnO4- (n0) :
Masse molaire (KMnO4) = 39,1 + 54,9 + (4 × 16,0) = 158,0 g.mol-1.
n0(MnO4-) = m(KMnO4) / M(KMnO4) = 10 g / 158,0 g.mol-1 ≈ 0,06329 mol.
D'après l'équation-bilan, le rapport stœchiométrique entre MnO4- et Cl2 est de 2:5. Si tout le MnO4- est consommé :
n(Cl2) = (5/2) × n0(MnO4-) = (5/2) × 0,06329 mol ≈ 0,15823 mol.
Le volume de dichlore est : V(Cl2) = n(Cl2) × Vm = 0,15823 mol × 25 L.mol-1 ≈ 3,956 L.
5. Réaction de dismutation de l'eau de Javel
a- Demi-équations d’oxydoréduction :
- Pour le couple ClO-/ClO3- (oxydation du ClO-) : ClO- + 2H2O ⇔ ClO3- + 4H+ + 4e-
- Pour le couple Cl-/ClO- (réduction du ClO-) : ClO- + 2H+ + 2e- ⇔ Cl- + H2O
b- Réaction de dismutation des ions hypochlorite ClO- :
L'ion ClO- agit à la fois comme réducteur (formant ClO3-) et comme oxydant (formant Cl-).
Pour équilibrer les électrons, multiplions la demi-équation de réduction par 2 :
2ClO- + 4H+ + 4e- ⇔ 2Cl- + 2H2O
Additionnons la demi-équation d'oxydation et la demi-équation de réduction équilibrée :
(ClO- + 2H2O ⇔ ClO3- + 4H+ + 4e-) + (2ClO- + 4H+ + 4e- ⇔ 2Cl- + 2H2O)
Après simplification des termes communs (H2O, H+, e-) :
3ClO- ⇔ ClO3- + 2Cl-
6. Étude d'une pile Fe/Fe2+ //Sn2+/Sn
Données : E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V ; E°(Sn2+/Sn) = -0,136 V.
a- Pôles positif et négatif :
Le couple avec le potentiel standard d'électrode le plus élevé subit une réduction (cathode, pôle positif). Ici, E°(Sn2+/Sn) = -0,136 V est supérieur à E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V.
- Le couple Sn2+/Sn est réduit : l'électrode d'étain (Sn) est la cathode (pôle positif).
- Le couple Fe2+/Fe est oxydé : l'électrode de fer (Fe) est l'anode (pôle négatif).
b- Demi-réactions aux électrodes et équation-bilan :
- À la cathode (pôle positif) : Réduction : Sn2+ + 2e- ⇔ Sn
- À l'anode (pôle négatif) : Oxydation : Fe ⇔ Fe2+ + 2e-
Équation-bilan de la réaction dans la pile : Sn2+ + Fe ⇔ Sn + Fe2+
c- Concentrations finales en ions Fe2+ et Sn2+ :
Initialement, volume de solution dans chaque demi-pile = 50 mL = 0,050 L. Concentration initiale = 0,1 M.
ninitial(Fe2+) = ninitial(Sn2+) = 0,1 mol.L-1 × 0,050 L = 0,005 mol.
La lame de fer a diminué de 28 mg, soit 0,028 g.
Masse molaire du fer (Fe) = 55,845 g.mol-1.
Nombre de moles de Fe consommées = 0,028 g / 55,845 g.mol-1 ≈ 0,000501 mol.
D'après l'équation-bilan (Sn2+ + Fe ⇔ Sn + Fe2+), la consommation de 1 mole de Fe entraîne la production de 1 mole de Fe2+ et la consommation de 1 mole de Sn2+.
- Nombre de moles de Fe2+ formées = 0,000501 mol.
- Nombre de moles de Sn2+ consommées = 0,000501 mol.
Calcul des concentrations finales (le volume de solution dans chaque compartiment reste 0,050 L) :
- nfinal(Fe2+) = ninitial(Fe2+) + nformées(Fe2+) = 0,005 mol + 0,000501 mol = 0,005501 mol.
- [Fe2+]final = 0,005501 mol / 0,050 L ≈ 0,110 mol.L-1.
- nfinal(Sn2+) = ninitial(Sn2+) - nconsommées(Sn2+) = 0,005 mol - 0,000501 mol = 0,004499 mol.
- [Sn2+]final = 0,004499 mol / 0,050 L ≈ 0,08998 mol.L-1.
7. Pile bouton à oxyde d'argent
Données : E°(Ag2O/Ag) = 0,34 V ; E°(Zn(OH)42-/Zn) = -1,20 V.
a- Réactions d’oxydation et de réduction :
Le couple avec le potentiel standard le plus élevé est réduit (Ag2O/Ag). Le couple avec le potentiel standard le plus bas est oxydé (Zn(OH)42-/Zn).
- Réduction (cathode) : Ag2O + H2O + 2e- ⇔ 2Ag + 2HO-
- Oxydation (anode) : Zn + 4HO- ⇔ Zn(OH)42- + 2e-
b- Tension à vide fournie par la pile (f.e.m. standard) :
La tension à vide est la force électromotrice (f.e.m.) standard de la pile :
ΔE° = E°cathode - E°anode = E°(Ag2O/Ag) - E°(Zn(OH)42-/Zn)
ΔE° = 0,34 V - (-1,20 V) = 1,54 V.
c- Masse de Zn qui disparaît :
L'équation-bilan s'obtient en combinant les demi-réactions :
Ag2O + H2O + Zn + 4HO- ⇔ 2Ag + 2HO- + Zn(OH)42-
Simplifiée : Ag2O + Zn + 2HO- ⇔ 2Ag + Zn(OH)42-
La pile contient 1,85 g d’oxyde d’argent (Ag2O).
Masse molaire de Ag2O = (2 × 107,87) + 16,0 = 231,74 g.mol-1.
Nombre de moles d'Ag2O disponible = 1,85 g / 231,74 g.mol-1 ≈ 0,00798 mol.
D'après l'équation-bilan, 1 mole d'Ag2O réagit avec 1 mole de Zn. Par conséquent, si tout l'oxyde d'argent réagit :
n(Zn) consommées = n(Ag2O) = 0,00798 mol.
Masse de Zn consommée = n(Zn) × M(Zn) = 0,00798 mol × 65,38 g.mol-1 ≈ 0,522 g.
8. Étude d'une pile Cu/Cu2+ (0,1 M) // Fe3+ (0,4 M), Fe2+ (0,4 M)/Pt
Données : E°(Cu2+/Cu(s)) = 0,34 V ; E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.
Concentrations initiales : [Cu2+] = 0,1 M ; [Fe3+] = 0,4 M ; [Fe2+] = 0,4 M.
a- Potentiel des électrodes et polarités, f.e.m. initiale :
Utilisons l'équation de Nernst pour calculer les potentiels de chaque électrode : E = E° + (0,06/n) log([Ox]/[Red]).
- Pour l'électrode Fe3+/Fe2+ (n=1) :
E(Fe3+/Fe2+) = E°(Fe3+/Fe2+) + (0,06/1) log([Fe3+]/[Fe2+])
E(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V + 0,06 log(0,4/0,4) = 0,77 V + 0,06 log(1) = 0,77 V.
- Pour l'électrode Cu2+/Cu (n=2) :
E(Cu2+/Cu) = E°(Cu2+/Cu) + (0,06/2) log([Cu2+])
E(Cu2+/Cu) = 0,34 V + 0,03 log(0,1) = 0,34 V + 0,03 × (-1) = 0,34 V - 0,03 V = 0,31 V.
Comparaison des potentiels : E(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V > E(Cu2+/Cu) = 0,31 V.
- L'électrode Fe3+/Fe2+ (Pt) a le potentiel le plus élevé, c'est la cathode (pôle positif) où se produit la réduction.
- L'électrode Cu/Cu2+ a le potentiel le plus bas, c'est l'anode (pôle négatif) où se produit l'oxydation.
La f.e.m. initiale de la pile est : f.e.m. = Ecathode - Eanode = 0,77 V - 0,31 V = 0,46 V.
b- Sens du courant et migration des ions, demi-réactions :
- Sens du courant électrique : Dans le circuit extérieur, le courant va du pôle positif (électrode de platine, compartiment Fe3+/Fe2+) vers le pôle négatif (électrode de cuivre, compartiment Cu/Cu2+).
- Migration des ions dans le pont salin (solution de KCl) : Les anions Cl- migrent vers l'anode (compartiment du Cu2+) pour compenser l'excès de charges positives dû à la formation de Cu2+. Les cations K+ migrent vers la cathode (compartiment Fe3+/Fe2+) pour compenser la diminution des charges positives due à la réduction de Fe3+ en Fe2+.
- Demi-réactions redox :
- À la cathode (électrode Pt) : Réduction : Fe3+ + e- ⇔ Fe2+
- À l'anode (électrode Cu) : Oxydation : Cu(s) ⇔ Cu2+ + 2e-
c- Réaction-bilan et constante d’équilibre :
Pour obtenir l'équation-bilan, il faut équilibrer le nombre d'électrons. Multiplions la demi-réaction de réduction par 2 :
2Fe3+ + 2e- ⇔ 2Fe2+
Additionnons la demi-équation d'oxydation :
Cu(s) + 2Fe3+(aq) ⇔ Cu2+(aq) + 2Fe2+(aq)
Calcul de la constante d’équilibre K :
À l'équilibre, la f.e.m. est nulle. La relation entre f.e.m. standard et K est : f.e.m.° = (0,06/n) log K.
f.e.m.° = E°cathode - E°anode = E°(Fe3+/Fe2+) - E°(Cu2+/Cu) = 0,77 V - 0,34 V = 0,43 V.
Le nombre d'électrons échangés (n) est 2.
log K = (n × f.e.m.°) / 0,06 = (2 × 0,43 V) / 0,06 = 0,86 / 0,06 ≈ 14,33.
K = 1014,33 ≈ 2,15 × 1014.
d- Concentration des ions Cu2+ après fonctionnement :
Le potentiel de l’électrode Cu(s) devient 0,32 V. Nous utilisons l'équation de Nernst pour le couple Cu2+/Cu :
E(Cu2+/Cu) = E°(Cu2+/Cu) + (0,06/2) log([Cu2+])
0,32 V = 0,34 V + 0,03 log([Cu2+])
0,03 log([Cu2+]) = 0,32 V - 0,34 V = -0,02 V
log([Cu2+]) = -0,02 / 0,03 ≈ -0,6667
[Cu2+] = 10-0,6667 ≈ 0,215 M.
Questions Fréquemment Posées (FAQ)
Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydoréduction ?
Une réaction d'oxydoréduction, souvent appelée réaction redox, est une réaction chimique au cours de laquelle il y a transfert d'électrons entre deux espèces chimiques. L'espèce qui perd des électrons est oxydée (c'est le réducteur), tandis que l'espèce qui gagne des électrons est réduite (c'est l'oxydant).
Comment identifier les pôles d'une pile électrochimique ?
Dans une pile galvanique (ou voltaïque), le pôle négatif est l'anode, où se produit l'oxydation (perte d'électrons). Le pôle positif est la cathode, où se produit la réduction (gain d'électrons). Pour déterminer les pôles, on compare les potentiels standard des couples redox : l'espèce avec le potentiel le plus élevé a tendance à se réduire (cathode), et l'autre à s'oxyder (anode).
Qu'est-ce que l'équation de Nernst et à quoi sert-elle ?
L'équation de Nernst permet de calculer le potentiel d'une électrode ou la f.e.m. d'une pile dans des conditions non standard, c'est-à-dire lorsque les concentrations des espèces chimiques ou les pressions partielles des gaz ne sont pas égales à l'unité. Elle exprime la dépendance du potentiel d'électrode par rapport aux concentrations (ou pressions) des réactifs et des produits, en tenant compte du potentiel standard du couple redox et de la température.