Exercices Oxydoreduction2

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OXYDO-REDUCTION
EXERCICES
SCIENCES
BAC PRO
EX 1
On réalise la réduction de l'oxyde de cuivre par le carbone.
Après avoir chauffé énergiquement le mélange, on constate que :
- l'eau de chaux s'est troublée.
- le tube à essai s'est recouvert d'un dépôt rougeâtre.
1) Nommer :
- le produit de la réaction qui trouble l'eau de chaux.
- le produit de la réaction qui constitue le dépôt rougeâtre.
2) Equilibrer l'équation-bilan de la réaction : CuO + C Cu + CO2
EX 2
Si l'on plonge un bijou en argent dans une solution d'or
)3;( 3 ClAu
,
ce bijou jaunit.
Donner l'équation-bilan de la réaction et conclure quant au pouvoir
réducteur de l'or.
EX 3
Une lame d'étain décolore une solution de sulfate de cuivre II. Une lame de fer plongée dans
une solution de chlorure d'étain II se recouvre de cristaux d'étain.
a) Quels sont les trois couples oxydant-réducteur mis en jeu dans ces réactions ?
b) Classer ces trois couples par pouvoir réducteur croissant.
c) Donner l'équation-bilan des réactions qui se sont produites.
EX 4
On plonge un clou en fer dans une solution bleue de sulfate de cuivre. Au bout d'un certain
temps, la solution se décolore et le clou se couvre d'un dépôt rouge.
1) Quel est le nom de ce dépôt rouge ?
2) Pourquoi la coloration bleue a-t-elle disparu ?
3) A la solution restante, on ajoute de la soude. On obtient un précipité vert.
Quel ion a-t-on identifié ?
4) Sachant que pour l'élément cuivre, la réaction s'écrit : Cu2+ + 2 e- Cu ,
écrire la réaction pour l'élément fer.
5) Ecrire la réaction chimique traduisant l'oxydo-réduction.
6) Au cours de cette réaction, quel est : - l'élément qui est oxydé ?
- l'élément qui est réduit ?
EX 5 Bac Pro 2003
Pour décaper un lot de pièces en métal ferreux, l'entreprise Nickel Chrome SA utilise une
solution d'acide chlorhydrique HCl de concentration 0,013 mol/L.
1- Calculer le pH de cette solution d'acide fort.

2
2- Ecrire l'équation de dissociation de cet acide.
3- On prélève 10 mL de cette solution que l'on dilue dans un litre d'eau distillée. Indiquer
si le pH augmente, diminue ou reste constant.
4- Pour neutraliser cette solution d'acide chlorhydrique, le laboratoire utilise une solution
d'hydroxyde de sodium. Recopier et compléter l'équation acido-basique.
(Na+ , OH–) + (H3O+ , Cl–)  …....... + ..….......
EX 6
On fait réagir une solution d'acide chlorhydrique en excès avec 2 g de fer.
1) Ecrire l'équation bilan de la réaction.
2) Quel volume de gaz s'est-il dégagé sachant que le volume molaire dans les conditions de
l'expérience est V = 24 L/mol ?
3) Lorsque la réaction est terminée, on ajoute un peu de solution d'hydroxyde de sodium à la
solution précédente. Il n'apparaît aucune transformation.
On continue d'ajouter l'hydroxyde de sodium, un précipité vert apparaît. Interpréter ces
observations.
EX 7
L'atome de Cuivre est symbolisé par 63Cu.
1. Indiquez quels sont le nombre de protons, le nombre de neutrons ainsi que le nombre
d'électrons dans un atome de Cuivre.
Nombre de protons :
Nombre de neutrons :
Nombre d'électrons :
2. Lors de la formation de l'ion Cu2+ à partir de l'atome Cu, cet atome a-t-il gagné ou perdu
des électrons ? Pourquoi?
3. Dans une solution de sulfate de cuivre (Cu2+, SO42- ) de couleur bleue caractéristique de la
présence d'ions Cu2+ en solution, on plonge une lame de fer.
Au bout d'un certain temps on observe un dépôt rouge sur la lame et la coloration bleue
disparaît. Quel est le nom de ce dépôt rouge ? Pourquoi la coloration bleue a-t-elle disparu?
La solution n° 2 est-elle encore une solution de sulfate de cuivre ? Pourquoi ?
Lorsque l'on verse quelques gouttes d'une solution de soude (Na+; OH-) dans une solution
contenant des ions métalliques,
(ex. : Cu2+; Fe2+;Zn2+) on obtient un précipité coloré, comme l'indique le tableau :
Ion métallique
Cu2+
Fe2+
Zn2+
Couleur du précipité
bleue
verte
blanche
EX 8
On place m=50mg de cuivre dans une solution de chlorure d’or (AuCl3) de volume V=100ml
et de concentration c=10-2 mol/L. On agite jusqu’à ce que la réaction soit terminée.
On sait que les potentiels normaux des couples Au3+/Au et Cu2+/Cu sont respectivement
E1=1,5V et E2=0,34V.
La masse molaire de Cu : M(Cu)=63,5g/mol.
1. Montrer que le cuivre est attaqué (justifier la réponse).
2. Ecrire l’équation-bilan de cette réaction chimique.
3. Déterminer le nombre de moles initial M1 de moles de cuivre.
4. Déterminer le nombre de moles initial M2 d’ions Au3+ présents dans la solution de
chlorure d’or.
5. Déterminer le réactif introduit en excès.

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EX 9 Bac Pro PM 1998
M2 désigne un alliage contenant 12% de chrome M3 désigne un
alliage contenant 14% de chrome
Dans cet exercice, il s'agit de déterminer l'influence de la teneur en
chrome sur la corrosion d'un alliage acier-chrome. Pour cela on a
réalisé des piles dont l'une des électrodes est constituée de cet alliage.
La tension mesurée (qui correspond au potentiel de l'électrode en
alliage) dépend du pourcentage massique de chrome, comme
l'indique la représentation graphique ci-dessous.
I - A quel pourcentage massique de chrome peut correspondre M1 ?
2 - A partir de la courbe ci-dessus placer M2 dans la classification électrochimique.
3 - Ecrire la demi-réaction correspondant à l'oxydation du fer, élément principal de l'alliage.
EX10 Bac Pro SM 1998
1. On réalise la pile constituée
 d'une tige de fer trempant dans une solution
aqueuse de sulfate de fer (Il)
 d'une tige de zinc trempant dans une solution
aqueuse de sulfate de zinc (Il), les deux
solutions étant reliées par un pont salin.
1.1- Ecrire les deux demi-équations des
couples redox en présence .
Préciser le sens dans lequel chaque réaction a
effectivement lieu lorsque la pile débite.
1.2- On branche un voltmètre comme indiqué sur la figure.
Préciser la polarité de la pile; c'est-à-dire le signe + ou - de chacune des électrodes.
2. Les constructeurs automobiles utilisent, pour la fabrication des carrosseries, des tôles
d'acier galvanisées, assimilables à des plaques de fer sur lesquelles une couche de zinc
recouvrant toute la surface a été déposée.
2.1- Le zinc empêche-t-il la corrosion du fer ? Pourquoi ? La protection reste-t-elle
efficace Si, à la suite d'un choc par exemple, la couche de zinc est interrompue?
2.2- A la place du zinc, on dépose de la même manière une couche de chrome sur une tôle
de fer. Le chrome empêche-t-il la corrosion du fer ? Pourquoi ? La protection reste-t-elle
efficace Si la couche de chrome est interrompue ?
2.3- Mêmes questions pour le nickelage des tôles de fer.
Pouvoir oxydant croissant de l'ion
Hg2+/Hg Ag+/Ag Cu2+/Cu H+/H2 Pb2+/Pb Sn2+/Sn Ni2+/Ni Fe2+/Fe Cr3+/Cr Zn2+/Zn
Pouvoir réducteur croissant du métal
Potentiel d’une
Électrode en
Alliage (V)
Pourcentage
massique
de chrome
Classification Pouvoir
électrochimique réducteur
des métaux croissant

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I . t m
=
e . N M
EX 11 Bac ProTraitement des surfaces 2003
1. On se propose de déterminer la durée t pour obtenir un dépôt d’argent.
L’intensité I du courant électrique est réglée à 2 A.
La masse m du dépôt est 1,875 g.
La valeur absolue de la charge de l’électron e est égale à 1,6 . 10–19 C.
Le nombre d’Avogadro N a pour valeur 6,02 . 1023.
La masse molaire atomique du métal déposé M est égale à 108 g/mol.
On utilise, pour un dépôt d’argent, la formule suivante dans laquelle t est en
secondes et les autres grandeurs dans les unités indiquées ci-dessus :
Calculer le temps t nécessaire à l’opération.
2. On indique la classification des métaux selon leur potentiel d’oxydoréduction :
Après avoir lu le document concernant la Statue de la Liberté de la page suivante, répondre
aux questions suivantes :
2.1- Entre les deux éléments métalliques entrant dans la constitution de la statue, indiquer
celui qui possède le plus grand pouvoir réducteur.
2.2- Ecrire l’équation bilan de l’oxydoréduction de ces deux éléments.
2.3- En laboratoire, on réalise une pile électrochimique ayant pour électrodes une lame de
fer et une lame de cuivre plongées chacune dans une solution électrolytique comme le
montre le schéma ci-dessous.
a) Donner le nom du métal constituant l’électrode positive de cette pile.
b) Préciser et justifier le sens de circulation des électrons dans le circuit.
3- Le vieillissement du treillis (de la statue) dans le temps nécessite une protection contre la
corrosion.
Parmi plusieurs méthodes envisagées, il a été choisi d’installer une anode sacrificielle en
zinc.
Expliquer pourquoi le zinc protège le fer et écrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction
correspondante.
Pont salin
solution électrolytique contenant
des ions Cu2+
...............................................
solution électrolytique
contenant des ions Fe2+
lame de cuivre
lame de fer
Ag+/Ag
Cu2+/Cu
Ni2+/Ni
Fe2+/Fe
Zn2+/Zn
Al3+/Al
0,80 V
0,34 V
– 0,25 V
– 0,44 V
– 0,75 V
– 1,30 V
pouvoir réducteur
croissant
pouvoir oxydant
croissant

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4- Pour décaper un lot de pièces en métal ferreux, une entreprise utilise une solution d'acide
chlorhydrique de concentration 0,015 mol/L.
Calculer le pH de cette solution d'acide fort.
EX 12
Dans un bécher, on verse un volume V1 = 100 ml d'une solution de
sulfate de cuivre de concentration C1 = 0,1 mol./l.
On plonge une lame de fer dans cette solution.
1) Ecrire l'équation-bilan de cette réaction.
2) Lorsque tous les ions cuivre II ont disparu, quelle est la masse de métal déposée
sur le fer ?
3) Quelle masse minimale de fer a-t-il fallu introduire dans la solution ?
M (Fe) = 56 g/mol M (Cu) = 63,5 g/mol.
EX 13
On donne les potentiels normaux d’oxydo-réduction E0 des couples red-ox suivants :
Ag+/Ag : 0,8V ; Cu2+ /Cu : 0,34V ; Zn2+/Zn : -0,76V ; Al3+ /Al : -1,66V
1. Quel est par convention , le potentiel normal d’oxydo-réduction du couple H+/H2 ?
2. Pour chaque couple rédox, identifier l’oxydant et le réducteur; présenter les résultats sous
forme de tableau.
3. Ecrire pour chacun des couples rédox précédents, la demi-équation de réduction.
4. Parmi les couples de réactifs suivants, rechercher ceux qui donneront lieu à une réaction
spontanée. Ecrire dans ce cas l’équation d’oxydoréduction correspondante.
Ag+ + Zn Cu + H+ Cu + Ag+
Zn2+ + H2 Al + Cu2+ Zn + H+
5. on réalise les piles correspondant aux réactions spontanées de la questions précédente.
Déterminer dans chaque cas l’anode et la cathode.
Calculer la force électromotrice de chacune d’elle.
(on présentera les résultats sous forme de tableau).
Document : La Statue de la Liberté en péril : la corrosion.
C’est en 1870 que BARTHOLDI réalise le tout premier modèle de la Statue de la Liberté
actuelle.
Elle est érigée en pleine mer, au large de Manhattan, sur l’île de Bedloe à New-York .
L’atmosphère qui règne à cet endroit s’explique par un air marin humide et salé, par les
vapeurs acides d’une raffinerie de pétrole voisine, par l’air humide et acide exhalé par des
millions de visiteurs et l’eau qui pénètre jusqu’à l’ossature de la statue par les fenêtres de la
torche.
La statue, haute de 93 mètres, est en feuilles de cuivre de largeur 1,40 m et d’épaisseur
2,37 mm. Elle est construite avec 8 tonnes de feuilles de cuivre biseautées. La statue est
soutenue par un pylône en fer auquel se trouve fixé un treillis également en fer pour soutenir
l’enveloppe de cuivre. L’architecte EIFFEL, auteur de l’œuvre, a fait poser un isolant entre le
support (fer) et l’enveloppe (cuivre). L’isolant n’a pas résisté à l’usure du temps : l’humidité s’y
est installée, puis fer et cuivre sont entrés en contact. Il en résulte qu’en de nombreux points
de l’enveloppe, plusieurs rivets de cuivre ont sauté en y laissant des trous importants. La
corrosion de la charpente est aggravée par la nature du fer du siècle dernier qui était moins
raffiné qu’aujourd’hui. A la seconde restauration de la statue en 1986, des solutions
mécaniques et électrochimiques ont été apportées pour lui rendre une bouffée d’oxygène.