3ème Sc+Math+Tech
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Donnée : Condition de toutes les expériences faites : Volume molaire des gaz Vm=24 L.mol-1.
Partie I :
Exercice N°1 :
I-Compléter les équations des deux demi-réactions ainsi que l’équation bilan en précisant l’oxydant, le
réducteur, l’oxydation et la réduction dans chaque cas.
a-{ Mn𝑂4
− 𝑀𝑛2+ ; F𝑒2+ F𝑒3+ }
b-{ 𝐼2 2 𝐼− ; 𝑆2𝑂3
2− 𝑆4𝑂6
2−}
II-On donne les couples redox suivants:
S𝑂4
2−/S𝑂2 ; C𝑟2𝑂7
2−/C𝑟3+ ; Mn𝑂4
−/M𝑛2+ ; C𝑂2/𝐶2𝑂4𝐻2 ; N𝑂3
−/N𝑂2
Ecrire, en milieu acide, les équations formelles des couples redox précédents.
Exercice N°2 :
On considère l’équation non équilibré suivante : 𝐻2S + N𝑂3
− +…... S + NO2 +……
1/°a-Montrer qu’il s’agit d’une réaction redox.
b-Préciser les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction.
c-Equilibrer cette équation.
2/°On fait réagir un volume V1=1,2L de sulfure d’hydrogène gazeux (𝐻2S) avec un volume V2=100c𝑚3 d’une
solution contenant les ions N𝑂3
− et dont la concentration molaire est C2=0,5mol.L-1.
a-Déterminer le réactif limitant.
b-Calculer le volume V’ de NO2 dégagé.
Exercice N°3 : (4,25 points)
On fait réagir un volume V=15mL d’une solution de permanganate de potassium
(K+ + Mn𝑂4
−) de concentration molaire C=2.10-3mol.L-1, avec un excès d’une solution incolore contenant les
ions oxalate (C2𝑂4
−2), Il se forme du dioxyde de carbone (CO2) gazeux et les ions Mn2+ incolore, selon
l’équation chimique non équilibrée suivante :
Mn𝑂4
− + C2𝑂4
−2+ …… Mn2+ + CO2+ ……
1/°a-Déterminer le nombre d’oxydation (n.o) :
*de l’élément manganèse (Mn) dans Mn𝑂4
− et Mn2+. (A2/0,5pt)
*de l’élément carbone (C) dans CO2 et C2𝑂4
−2. (A2/0,5pt)
b-Déduire que la réaction donnée est une réaction d’oxydoréduction. (A2/0,5pt)
c-L’équilibrer.(A2/0,5pt)
2/°a-Donner, en le justifiant, les couples redox mis en jeu. (A2/0,75pt)
b-Ecrire les équations formelles associées à chaque couple. (A2/0,5pt)
3/°a-Déterminer le réactif limitant. (A2/0,5pt)
b-Déterminer le volume de dioxyde de carbone dégagé. (B/0,5pt)
Partie II :
Exercice N°1:
On donne M(Fe)=56g.mol-1.
On réalise le montage représenté sur la figure ci-contre.
Dans un volume V=100 mL d’un solution d’acide chlorhydrique de
concentration C=0,6mol.L-1, on introduit une masse 𝑚0=0,56g de
Travaux dirigés de chimie
Série N°1
Phénomène d’oxydoréduction
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fer.Lorsque ces deux réactifs sont mis en contact, il se forme un gaz de volume Vg recueilli dans une
éprouvette graduée.
1/°a-Comparer le pouvoir réducteur de H2 et Fe. b-Ecrire l’équation de la réaction qui s’effectue.
2/°a-Montrer que le fer est le réactif limitant. b-En supposant que la réaction est total, calculer :
*la concentration des ions Fe2+ dans la solution.
*le volume du gaz dégagé.
3/°*Soit l’échelle suivant :
*On néglige la variation de volume lors de l’ajoute de l’aluminium.
Dans la solution précédente, on introduit un excès d’aluminium en poudre.
a-Justifier qu’il se produit deux réactions d’oxydoréduction.
b-On note R1 : la réaction entre Al et H3O+.L’équation de cette réaction est :
2Al + 6H3O+ 2Al3+ + 3H2 + 6H2O
R2 :la réaction entre Fe2+ et Al.
B1 : Ecrire l’équation bilan qui se produit entre Fe2+ et Al.
B2 : Calculer la concentration des ions Al3+ dans la solution.
Exercice N°2: (3,5points)
Pour placer quelques métaux dans une échelle de pouvoir oxydant croissant, on réalise quelques expériences
qu’on représente leurs schémas avec les résultats observés sur la figure suivante :
1/°Définir le pouvoir réducteur d’une entité chimique. (0,5pt/A1)
2/°Ecrire la réaction bilan de la réaction de l’expérience n°1. (0,5pt/A2)
3/°A partir des résultats des expériences n°1 et n°2, comparer le pouvoir oxydant de l’aluminium et du zinc.
(0,5pt/A2)
4/°A partir de l’expérience n°3, comparer le pouvoir oxydant du cuivre et du zinc. (0,5pt/A2)
5/°A partir des résultats précédents et de l’expérience n°4, dresser une classification des métaux : Al, Zn, Ag et
Cu sur une échelle de pouvoir oxydant croissant. (0,75pt/A2)
6/°Suivant la classification obtenue préciser, en le justifiant, le résultat prévu de l’expérience n°5. (0,75pt/C)
Exercice N°2: (3,5points)
On considère la classification par pouvoir réducteur croissant des métaux suivants :
1/°Définir le pouvoir réducteur d’une entité chimique. (0,5pt/A1)
2/°Décrire ce qu’on observe et écrire l’équation de la réaction s’il y a lieu dans chacune des expériences
suivantes : (2pt/A2)
a-Expérience (a) : lame de Zinc plongée dans une solution de (Cu2+, S𝑂4
2−)
b-Expérience (b) : lame d’argent plongée dans une solution de (Zn2+ , S𝑂4
2−)
c-Expérience (c) : lame de cuivre plongée dans une solution de (Ag+, S𝑂4
2−)
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3/°Pour l’expérience (c), la lame de cuivre a une masse m=3,175g et la solution de nitrate d’argent a une
concentration C=0,5 mol.L-1 et un volume V=20cm3.
a-Déterminer le réactif limitant. (0,5pt/A2B)
b-Déduire la masse de Ag obtenue à la fin de réaction. (0,5pt/B)
On donne : M(Cu)=63,5g.mol-1 et M(Ag)=108g.mol-1
1
/
3
100%
