(c) Fe2+ (aq) / Fe(s) : Fe2+ (aq) + 2e– = Fe (s) 2. L’ion Fe3+ est oxydant dans les couples (a) et (b). L’ion Fe2+ est oxydant dans (c) mais réducteur dans (b) : c’est un ampholyte d’oxydoréduction. z 3. Rapides : b. et c. ; lentes : a. ; infiniment lentes : d. e 4. a. Faux : il existe des réactions rapides. b. Vrai. c. Vrai. r 5. a. Faux. Il peut être contenu dans l’erlenmeyer. b. Vrai. c. Faux. Tout dépend de la stœchiométrie de la réaction. d. Vrai. e. Vrai. r o 6. 1. u k 2 S2O32– (aq) = S4O62– (aq) + 2 e– I2 (aq) + 2 e– = 2 I– (aq) 2 S2O32– (aq) + I2 (aq) = S4O62– (aq) + 2 I– (aq) 2. L’équivalence est signalée par la disparition de la couleur bleue que prend la solution contenant des molécules I2 en présence d’empois d’amidon ou de thiodène. i nE(S2 O 32–) 3. ni(I2) = -------------------------- . • 2 7. 1. Cette opération permet de porter le mélange à sa température d’ébullition tout en permettant que les réactifs restent en contact : elle accélère donc la réaction. 2. La température est le facteur cinétique. f 8. La Corrigés des exercices dilution du milieu réactionnel diminue les concentrations des réactifs (et des produits) ; l’eau glacée diminue la température du milieu réactionnel : ces deux facteurs diminuent la vitesse d’évolution du système. e e Savoir s’autoévaluer Exercices 1. 1. Parmi les réactifs, l’oxydant est l’ion Ce4+ (aq), 1. a. MnO4− (aq) + 8 H+ (aq) + 5 e− car il capte un électron. L’ion Fe2+ (aq) est le réducteur, car il cède un électron. 2. Les couples d’oxydoréduction mis en présence sont donc : Ce4+ (aq) / Ce3+ (aq) et Fe3+ (aq) / Fe2+ (aq). Ils vérifient les deux demi–équations d’oxydoréduction : Ce4+ (aq) + e– = Ce3+ (aq) et Fe3+ (aq) + e– = Fe2+ (aq) 2. 1. Trois couples : (a) Fe3+ (aq) / Fe (s) : Fe3+ (aq) + 3e– = Fe (s) (b) Fe3+ (aq) / Fe2+ (aq) : Fe3+ (aq) + e– = Fe2+ (aq) • = Mn2+ (aq) + 4 H2O () b. MnO2 (s) + 4 H+ (aq) + 4 e− = Mn (s) + 2 H2O () + − c. MnO4 (aq) + 4 H (aq) + 3 e− = MnO2 (s) + 2 H2O () + − d. MnO4 (aq) + 8 H (aq) + 7 e− = Mn (s) + 4 H2O () f r 2. a. SO42− (aq) + 8 H+ (aq) + 6 e− = S (s) + 4 H2O() b. SO2 (aq) + 4 H+ (aq) + 4 e− = S (s) + 2 H2O () c. 2 SO42− (aq) + 10 H+ (aq) + 8 e− = S2O32− (aq) + 5 H2O () d. SO2 (aq) + 6 H+ (aq) + 6 e− = H2S (aq) + 2 H2O () 1 3. 1. Le passage de Cu (s) à Cu2+ (aq) met en jeu deux électrons ; la réaction globale est donc une réaction d’oxydoréduction. 2. Cu2+ (aq) /Cu (s) : Cu2+ (aq) + 2 e− = Cu (s) NO3− (aq) / NO (aq) : NO3− (aq) + 4 H+ (aq) + 3 e− = NO (g) + 2 H2O () 3. Cu (s) est le réducteur et les ions NO3− (aq) sont les oxydants. c. Oui. d. Changement de coloration. 2. a. S2O82– (aq) + 2 e– = 2 SO2– 4 (aq) 2 I– (aq) = I2 (aq) + 2 e– S2O82– (aq) + 2 I– (aq) = 2 SO42– (aq) + I2 (aq) b. Il apparaît du diiode qui donne une coloration brune à la solution (les autres espèces sont incolores). c. Non, car cette réaction est lente. 4. 1. 2 Ag+ (aq) + Cu (s) = 2 Ag (s) + Cu2+ (aq) 11. 1. L’aldéhyde, qui a un caractère réducteur. z e 2. Ag+ (aq) /Ag (s) : Cu2+ (aq) /Cu (s) : r Ag+ (aq) + e− = Ag (s) Cu2+ (aq) + 2 e− = Cu (s) 2. La température. 12. 1. Le diiode formé donne sa couleur brune à la solution. 2. a. Pour avoir le même volume de solution. b. Tube A : [H2O2]0 = 9,0 mmol . L–1 ; tube B : [H2O2]0 = 15,0 mmol . L–1 ; tube C : [H2O2]0 = 27,0 mmol . L–1 ; [I–]0 = 0,12 mol . L–1. c. La vitesse de diode augmente quand la concentration en eau oxygénée augmente. 5. 1. Fe3+ (aq) /Fe2+ (aq) : Fe3+ (aq) + e− = Fe2+ (aq) r Cr2O72− (aq) / Cr3+(aq) : + − 3+ Cr2O2− 7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e = 2 Cr (aq) + 7 H2O () 2+ + 2. Cr2O2− 7 (aq) + 6 Fe (aq) + 14 H (aq) 3+ 3+ = 2 Cr (aq) + 6 Fe (aq) + 7 H2O () o 6. 1. 2 H2O2 (aq) = O2 (aq) + 2 H2O () u k 2. L’eau oxygénée est à la fois oxydée et réduite : H2O2 (aq) + H2O2 (aq) = O2 (aq) + 2 H2O () O2 (aq) /H2O2 (aq) : O2 (aq) + 2 H+ (aq) + 2 e− = H2O2 (aq) H2O2 (aq) /H2O () : H2O2 (aq) + 2 H+ (aq) + 2 e− = 2 H2O () 3. La réaction est infiniment lente. 7. 1. 2 H+ (aq) + 2 e– = H2 (g) O2 (aq) + 4 H+ (aq) + 4 e− = 2 H2O () 2. 2 H2 (g) + O2 (aq) = 2 H2O () 3. Elle est instantanée. 8. 1. Cu2+ (aq) + 2 e– = Cu (s) et Fe2+ (aq) + 2 e– = Fe (s) Cu2+ (aq) + Fe (s) = Cu (s) + Fe2+ (aq) 2. a. On observe un dépôt rouge de Cu (s) sur la limaille de fer et une décoloration de la solution. b. Réaction lente. 3. a. Test à la soude : Fe2+ (aq) + 2 OH – (aq) = Fe(OH)2 (s) b. Rapide. MnO4− H+ (aq) + 5 (aq) + 6 H2O2 (aq) = 2 Mn2+ (aq) + 5 O2 (aq) + 8 H2O () 2. Décoloration de la solution violette. 9. 1. 2 C ′.V′ C.V 2 5 5 × C ′ × V E′ 5 × 0 ,010 × 16 ,8 - ---------------------------------------C -------------------------------2 × 20 ,0 2×V E - ; d’où : 3. ------------ --------------------- = 0,021 mol . L–1. 10. 1. a. I2 (aq) + 2 e– = 2 I– (aq) – 2 S2O32– (aq) = S4O2– 6 (aq) + 2e – 2– 2 S2O2– 3 (aq) + I2 (aq) = 2 I (aq) + S4O6 (aq) b. La coloration brune due au diiode disparaît. 2 13. 1. CH3CH2OH (aq) /CH3CHO (aq) : CH3CHO (aq) + 2 H+ (aq) + 2 e– = CH3CH2OH (aq) NAD+ (aq) /NADH , H+ (aq) : NAD+ (aq) + 2 H+ (aq) + 2 e– = NADH , H+ (aq) i 2. CH3CHO (aq) + NADH , H+ (aq) = CH3CH2OH (aq) + NAD+ (aq) 3. Il s’agit d’une réduction. 4. La fermentation est une réaction infiniment lente. 5. Plus rapide en plein soleil. • 14. 1. IO3– (aq) + 6 H+ (aq) + 6 e– f = I– (aq) + 3 H2O () [RCO2– (aq) + 3 H+ (aq) + 2 e– = RCO2H (aq) + H2O ()] × 3 e 3 RCO2H (aq) + IO3– (aq) = 3 RCO2– (aq) + I– (aq) + 3 H+ (aq) 2. 3 RCO2H (aq) + IO3– (aq) + 3 HO– (aq) = 3 RCO2– (aq) + I– (aq) + 3 H2O () e 15. 1. Le passage de Na (s) à Na+ (aq) met en jeu 1 électron ; la réaction globale est donc une réaction d’oxydoréduction. 2. Na+ (aq) /Na (s) : Na+ (aq) + e− = Na (s) • H2O () / H2 (g) : 2 H2O () + 2 e− = 2 OH− (aq) + H2 (g) 3. Na (s) est le réducteur et l’eau est l’oxydant. f 16. 2 H+ (aq) + 2 e– = H2 (g) Mg (s) = Mg2+ (aq) + 2 e– r H+ (aq) = Mg2+ (aq) + H2 (g) Mg (s) + 2 33 ,0 n0(Mg) = ---------- = 1,36 mmol (réactif limitant) ; 24 ,3 + n0(H ) = 10,0 × 1,0 = 10,0 mmol ; nf (H2) = x = n0(Mg) = 1,36 mmol ; donc Vf (H2) = nf (H2) . Vm = 1,36 × 24,3 = 33,0 mL. La réaction n’est donc pas terminée (31,0 mL < 33,0 mL). 19. 1. L’empois d’amidon donne une coloration bleue avec le diiode I2. 2. S2O82− (aq) + 2 I − (aq) = 2 SO42− (aq) + I2 (aq) 3. a. En utilisant des béchers identiques pour un même volume de solutions, on peut considérer que la disparition de la coloration bleue a lieu dans les mêmes conditions : on estime de la même façon ∆t. b. [S2O82−] i (mmol . L−1) 1 : 8,9 ; 2 : 7,1 ; 3 : 5,3 ; 4 : 3,6 ; 5 : 1,8. c. Le facteur cinétique mis en évidence est la concentration initiale en ions peroxodisulfate. d. ∆t . [S2O82−] i : 1 : 881 ; 2 : 845 ; 3 : 848 ; 4 : 896 ; 5 : 947. La durée nécessaire pour former une quantité donnée de diiode est pratiquement inversement proportionnelle à la concentration initiale en ions peroxodisulfate. Zn (s) = Zn2+ (aq) + 2 e– I2 (aq) + 2 e– = 2 I– (aq) 17. 1. a. z Zn (s) + I2 (aq) = Zn2+ (aq) + 2 I– (aq) b. La coloration brune du diode s’atténue au cours du temps. La masse de zinc diminue. 2. a. C’est un facteur cinétique. b. Le zinc étant en large excès, I2 (aq) est le réactif limitant ; il doit donc disparaître entièrement en fin de réaction. c. nf(I–) = 2 n0(I2) = C0 . V0 = 0,020 × 50,0 = 1,0 mmol ; e r – r nf (I ) 1 ,0 - = ---------- = 0,020 mol . L–1 [I–]f = ------------50 ,0 V0 o = 20,0 mmol . L–1 ; 2n800(I 2) - = 2 × [I2]800 = 2 × 2,0 [I–]800 = --------------------V0 = 4,0 mmol . L–1 ; – [ I ]f 20 ,0 = ---------- = 5. ---------------– 4 ,0 [ I ] 800 3. a. La solution est diluée deux fois : 20. 1. L’observation u k i C 0 ,020 C ’0 = -----0- = ------------- = 0,010 mol . L–1. 2 2 b. La concentration diminue : la vitesse d’évolution diminue également. 4. Non : la température est un facteur cinétique. 18. Afin de déterminer l’alcoolémie, on fait réagir l’éthanol CH3CH2OH (aq) avec les ions dichromate Cr2O2– 7 (aq). 1. Les demi-équations d’oxydoréduction mises en jeu dans la transformation sont : + – Cr2O2– 7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e = 2 Cr3+ (aq) + 7 H2O () CH3CO2H (aq) + 4 H+ (aq) + 4 e– = CH3CH2OH (aq) + H2O () a. Quel est l’oxydant dans la première demiéquation ? Justifier. b. Quel est le réducteur dans la deuxième demiéquation ? Justifier. 2. Donner l’équation de la réaction. 3. Quel est le nom de l’espèce issue de la transformation de l’éthanol ? 4. a. Donner le nom du groupe caractéristique contenu dans l’éthanol. b. Même question pour le produit d’oxydation de l’éthanol. 5. Les solutions aqueuses contenant des ions dichromate Cr2O72– (aq) sont orangées et celles contenant des ions chrome Cr3+ (aq) sont vertes. a. Quelle est l’évolution de la couleur du mélange ? b. À quelle condition un alcootest est positif ? • permet la comparaison des concentrations instantanées en diiode dans les deux mélanges. Les deux mélanges contiennent les mêmes réactifs et sont à la même température : ils ne diffèrent que par les concentrations initiales en réactifs. Dans la solution diluée, les concentrations de tous les réactifs ont été divisées par 3 par rapport à la solution initiale : l’expérience met donc en évidence le rôle des concentrations en réactifs. 2. Si la dilution était effectuée avec de l’eau glacée, la différence de coloration entre les deux mélanges serait plus grande que dans l’expérience précédente, car la diminution de température et la dilution tendent toutes deux à ralentir la réaction. 3. Si la dilution est effectuée avec de l’eau chaude, les deux facteurs cinétiques (augmentation de température et dilution) agissent en sens inverse : comme on ne sait pas quel est l’effet prépondérant, il n’est pas possible de répondre. 4. Dans les deux mélanges, H2O2 constitue le réactif limitant, mais [H2O2]i A = 3 [H2O2]i B . La réaction étant totale, dans l’état final, on aura [I2]i A = 3 [I2]i B et leurs colorations diffèreront. f e e 21. 1. Fe (s) + 2 H+ (aq) = Fe2+ (aq) + H2 (g) 2. a. MnO4− (aq) + 8 H+ (aq) + 5 Fe2+ (aq) • = Mn2+ (aq) + 5 Fe3+ (aq) + 4 H2O () b. La coloration rose persistante signale l’équivalence ; 2+ n(Fe ) on a alors : ------------------ = néq(MnO4−) ; 5 soit : n(Fe2+) = 5 . C2 . V2éq = 1,68 mmol. Cette quantité est le 1/100e de celle du métal fer contenu dans l’échantillon de fonte : n(Fe2+) = 0,168 mol. 3. m(Fe) = 0,168 × 55,8 = 9,37 g. 9 ,37 % Fe = ---------- = 0,937 = 93,7 %. 10 f r 22. 1. S2O32– (aq) + 2 H+ (aq) = S (s) + SO2 (aq) + H2O () 3 2. Elle dépend des cinq paramètres. 3. a. Pour estimer de la même façon la durée de l’opacification. b. z V1 (mL) 40,0 V2 (mL) 10,0 V3 (mL) 0 + –1 [H ]i (mmol . L ) 800 2– [S2O3 ] I (mmol . L–1) 40 e r 20,0 10,0 20,0 400 40 10,0 10,0 30,0 200 40 5,0 10,0 35,0 100 40 c. S2O32– (aq). d. Le réactif limitant est l’ion thiosulfate, mais le réactif dont l’influence est étudiée est l’ion H+ (aq). e. On observe que td est d’autant plus faible que [H+]0 est grand : la vitesse d’évolution croît quand [H+]0 croît. r o 23. A. Préparation d’une solution d’eau de Javel 1. 2 ClO– (aq) + 4 H+ (aq) + 2 e– u k = Cl2 (g) + 2 H2O () Cl2 (g) + 2 e– = 2 Cl– (aq) 2. Oxydant : ClO– (aq) ; réducteur : Cl– (aq). 3. a. 48 L. 48 °Chl b. n(Cl2) = ----------- = ---------- = 2,1 mol ; 22 ,7 Vm n(ClO–) = n(Cl2) = 2,1 mol. Donc : [ClO–] = 2,1 mol . L–1 ; [Cl–] = 2,1 mol . L–1. B. Vieillissement de la solution 1. a. La température. b. Oui : la décomposition sera d’autant moins rapide. c. La concentration est un facteur cinétique. 2. a. b. La lumière est un facteur cinétique. c. À conserver à l’abri de la lumière. 3. H3O+ (aq) est un acide dans le couple H3O+ (aq) /H2O (). i • f e e • f r 4