TD 6 oxydo réduction.

Daniel Abécassis.
Année universitaire 2009/2010
CHIMIE.
TD VI./ L’oxydo-réduction.
Exercice 1/
Dans 100 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration O,10 mol/L, on plonge un objet de
masse m=227mg d’un alliage d’argent et d’aluminium contenant 186,5mg d’argent.
1a/ Une réaction chimique se produit. Laquelle ?
b/ Ecrire l’équation-bilan en mettant en évidence le phénomène d’oxydo-réduction.
2/ Calculer le volume de dihydrogène dégagé, mesuré dans les conditions normales de température et de
pression.
3/ Quels sont les ions présents en fin de réaction ? Calculer leurs concentrations.
Exercice 2/
Au laboratoire, lorsque l’on ne dispose pas d’une bouteille de dioxygène comprimé, on peut préparer ce
gaz en faisant réagir en milieu acide une solution de permanganate de potassium sur de l’eau oxygénée
H 2 O2 à 20 volumes. Cette indication, portée sur l’étiquette signifie que, dans les conditions normales de
pression et de température, elle peut libérer un volume de dioxygène égal à 20 fois le volume d’eau
oxygénée utilisé : 1L de solution libère 20 L de dioxygène.
Dans cette réaction, l’eau oxygénée appartient au couple : O2 / H 2 O
1/ Ecrire l’équation de la réaction d’oxydo-réduction.
2/Quel volume d’eau oxygénée faut-il utiliser pour obtenir 1L de dioxygène ?
3/ La solution de permanganate de potassium a une concentration c=0,25 mol/L. Quel volume minimal de
cette solution doit-on introduire dans le flacon ?
Exercice 3/
On désire doser une solution de diiode de concentration voisine de 2.10 −2 mol / L par une solution de
thiosulfate que l’on prépare.
Les cristaux de thiosulfate de sodium ont pour formule : Na 2 S 2 O3 ,5 H 2 O .
1/ Quelle masse de thiosulfate de sodium doit-on dissoudre pour obtenir 100mL de solution réductrice de
concentration :c=0,05mol/L ?
2/Le prélèvement de solution de diiode placé dans un erlenmeyer a un volume de 20mL. L’équivalence
est obtenu pour un volume de solution de thiosulfate égal à V=15,6mL. Quelle est la concentration de la
solution de diiode ?
On donne : Na :23g/mol. S :32g/mol. H:1g/mol. O:16g/mol.
Couples: I 2 / I − et S 4 O62− / S 2 O32−
Exercice 4/
Lors de la réaction de la poudre d’aluminium sur 10mL d’une solution d’acide sulfurique, on
recueille 240mL de dihydrogène. La solution obtenue est limpide. Rappelons que le volume molaire ne
dépend que de la température et de la pression. Dans les conditions habituelles, le volume molaire d’un
gaz est voisin de 24L/mol.
1. Préciser les couples mis en jeu et l’équation bilan de la réaction d’oxydo-réduction.
2. Quelle est la masse d’aluminium qui a réagit ?
3. Quelle est la concentration minimale de l’acide sulfurique utilisé ?
Exercice 5 :
On verse dans un bécher 100mL de solution de sulfate de cuivre de concentration c1 = 0,10mol / L et
100mL de solution de sulfate de zinc de concentration c 2 = 1,0mol / L . On ajoute, sans variation notable
de volume) 3,27g de poudre de zinc et 3,18g de poudre de cuivre.
1. Ecrire l’équation d’oxydation du zinc par l’ion Cu 2+
2. Exprimer le quotient de réaction dans l’état initial et calculer sa valeur.
3. Sachant que la constante d’équilibre associée à l’équation écrite en 1. a pour valeur k = 4,4.1018 ,
déterminer le sens spontané d’évolution du système chimique contenu dans le bécher.
4. Comment peut-on qualifier cette transformation ?
5. Donner la composition du contenu du bécher dans l’état final du système.
On donne : Zn :65,4g/mol. Cu : 63,5g/mol.
Exercice 6.
1. On réalise une première pile, à l’aide de deux solutions, l’une de sulfate de fer (II) de concentration
0,10mol/L et l’autre de sulfate de nickel (II ) de concentration identique.
On demande quelle est la polarité de la pile.
2. On réalise une deuxième pile, cette fois avec une solution de sulfate de fer (II) de concentration 0,30
mol/L et une solution de sulfate de nickel de concentration 1.10 −7 mol / L . Montrer alors que la polarité de
la pile est alors inversée.
On donne : Fe 2+ // Fe( s ) et Ni 2+ // Ni( s ) . Fe + Ni 2+ = Fe 2+ + Ni
K = 2.10 6
Exercice 7.
On considère la pile suivante
− Fe / Fe 2+ (concentration c1 = 0,10mol / L ) // Cd 2+ (concentration, c 2 = 0,10mol / L) // Cd +
1. Ecrire l’équation de réaction qui se produit lorsque la pile fonctionne ( avec un nombre
stoechiométrique égal à 1 pour le fer)
2. Dresser un tableau d’avancement faisant apparaître l’état initial du système et son état final.
3. Montrer que l’équilibre est atteint pour un avancement final x f = 0,91.10 −3 mol
4. quelle est la quantité maximale d’électricité qu’une telle pile peut débiter ?
On donne F=96 500C
La constante de l’équilibre de la réaction K=21,2
Les deux compartiments contiennent un même volume V=10mL d’électrolyte.
Exercice 8/
Soit la pile formée des couples Cu 2+ / Cu et Al 3+ / Al . Chaque compartiment contient un volume
V=50mL de solution dans laquelle l’ion métallique est à la concentration c = 1,0.10 −3 mol / L . Chaque
électrode a une masse de 1,5g.
On constate que, lorsque cette pile fonctionne, la concentration des ions Cu 2+ diminue.
1. Quelles réactions se produisent aux électrodes lorsque la pile débite ?
2. Quel est le pôle positif de la pile ?
3. Ecrire l’équation de réaction de fonctionnement de la pile avec un nombre stoechiométrique égal à 2
pour l’aluminium.
4. Dresser un tableau d’avancement donnant, en fonction de l’avancement x de la réaction, les quantités (
en moles ) de chaque espèce intervenant dans le fonctionnement de la pile.
5. Quelle relation existe-t-il entre la quantité d’électricité Q débitée par la pile après une durée de
fonctionnement ∆t et la valeur de l’avancement x à la même date ?
6. Si l’intensité du courant délivré est constante et égale à I, quelle relation peut-on écrire entre la
concentration des ions Al 3+ , l’intensité I et la durée de fonctionnement de la pile ?
Exercice 9.
L’armée américaine est très grande consommatrice de générateurs de type Li / SO2 .
Le lithium métal constitue une électrode . Le carbone constitue la deuxième électrode. Entre les
deux, un électrolyte contient du dioxyde de soufre et du bromure de lithium ( Li + , Br − ).
1. Quelles sont les équations de réactions aux électrodes ?
2. Quelle est l’équation de réaction traduisant le fonctionnement de la pile ?
3. Au format R20, le constructeur indique une capacité en énergie égale à 330Wh/kg. Calculer la quantité
d’électricité issue de la consommation d’un gramme de lithium.
4. En supposant que cette quantité d’électricité est débitée dans le circuit où la tension aux bornes de la
pile est 3,0V, Calculer l’énergie électrique correspondante, en joules, puis en Wh.
L’indication du constructeur est –elle donnée en Wh par kg de lithium métal contenu dans la pile ou par
« kg de pile » ?
On donne : les couples suivants : Li + / Li et SO2 / S 2 O42−
Li : 6,9 g/mol
Exercice 10
Une pile Leclanché a une capacité théorique de 7,5 Ah
1. Ecrire l’équation de réaction globale de fonctionnement de ce type de pile.
2. Quelles masses minimales de zinc et de dioxyde de manganèse MnO2 , cette pile renferme –t-elle ?
Données : les couples qui interviennent Zn 2+ / Zn et MnO2 / MnO(OH )
Les masses molaires : Zn :65,4g/mol.
Le Faraday: 1F=96500C/mol.
Mn : 54,9g/mol
O : 16 g/mol
Exercice 11
On réalise la pile suivante:
Compartiment de droite : une solution contenant des ions Fe 2+ à une concentration c=0,10mol/L et des
ions Fe 3+ à une concentration c=0,10mol/L. L’électrode est de platine.
Compartiment de gauche : Une solution de nitrate d’argent à la concentration c’=0,20mol/L. L’électrode
est d’argent.
1. Quels sont les couples d’oxydo-réduction mis en jeu dans chaque solution ?
2. Ecrire les demi-équations de réaction correspondantes.
3. La constante d’équilibre de la réaction Ag + + Fe 2+ = Ag + Fe 3+ vaut K=3,2. Dans quel sens la
transformation se produit spontanément lorsqu’on relie les deux électrodes ?
4. On change désormais les concentrations initiales dans chaque solution
Compartiment de droite : On choisit [ Fe 2+ ] = 0,10mol / L, [ Fe 3+ ] = 0,20mol / L
Compartiment de gauche : on maintient [ Ag + ] = 0,20mol / L
Dans quel sens les électrons vont-ils circuler dans un fil conducteur reliant les deux électrodes ?
Exercice 12 :
On donne la pile suivante : − Zn / Zn 2+ (c = 1,0.10 −3 mol / l ) // Cu 2+ (c = 1,0.10 −3 mol / L) / Cu +
Les deux compartiments contiennent chacun 100mL de solution. Les électrodes ont une masse d’environ
2,0g.
1. Ecrire les équations des réactions qui se produisent au niveau de chaque électrode lorsque la pile
fonctionne.
2. Quelle est l’espèce limitante ?
3. Combien de temps durerait la décharge complète d’une telle pile si on la plaçait dans un circuit où
circule un courant d’intensité I=1,0mA ?
Exercice 13.
On considère une pile qui contient, d’une part, une suspension de zinc dans de la potasse gélifiée
( K + , HO − ) et , d’autre part, une électrode en carbone poreux, en liaison avec des trous d’accès pour
l’air.
1. De façon qualitative, quelle réaction se produit lorsque la pile fonctionne ?
2. Quelle est la polarité d’une telle pile ?
3. Quel est le réactif limitant dont l’épuisement conduit à l’état de pile usée ?
4. Les caractéristiques d’une pile Zn/Air cylindrique de format 675 utilisée dans les prothèses de type
contour d’oreilles sont les suivantes :
-rayon :5,78mm.
-épaisseur : 5,33mm
-capacité : 600mAh
-intensité de fonctionnement : 0,80mA.
-tension de fonctionnement : 1,3V
Quelle est la durée de vie d’une telle pile dans ces conditions ?
Données : Zn et le dioxygène interviennent dans les couples ZnO / Zn et O2 / H 2 O
1F=96500C ; M(Zn)=65,4g/mol.