z e r r o u k i • f e e • f r

1
Savoir s’autoévaluer
1.
1. Parmi les réactifs, l’oxydant est l’ion Ce4+ (aq),
car il capte un électron.
L’ion Fe2+ (aq) est le réducteur, car il cède un élec-
tron.
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’oxydoréduc-
tion :
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)
(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.
3.
Rapides : b. et c. ; lentes : a. ; infiniment lentes :
d.
4.
a. Faux : il existe des réactions rapides.
b. Vrai.
c. Vrai.
5.
a. Faux. Il peut être contenu dans l’erlenmeyer.
b. Vrai.
c. Faux. Tout dépend de la stœchiométrie de la réac-
tion.
d. Vrai.
e. Vrai.
6.
1.
2 S2O3
2– (aq) = S4O6 2– (aq) + 2 e–
I2 (aq) + 2 e– = 2 I– (aq)
2 S2O3
2– (aq) + I2 (aq) = S4O6 2– (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.
3. ni(I2) = .
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.
8.
La 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.
Exercices
1.
a. MnO4
−(aq) + 8 H+ (aq) + 5 e−
= 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 ()
2.
a. SO4
2−(aq) + 8 H+ (aq) + 6 e− = S (s) + 4 H2O()
b. SO2 (aq) + 4 H+ (aq) + 4 e− = S (s) + 2 H2O ()
c. 2 SO4
2−(aq) + 10 H+ (aq) + 8 e−
= S2O3
2−(aq) + 5 H2O ()
d. SO2 (aq) + 6 H+ (aq) + 6 e− = H2S (aq) + 2 H2O ()
Corrigés des exercices
nES2O3
2–
()
2
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3. 1. Le passage de Cu (s) à Cu2+ (aq) met en jeu
deux électrons ; la réaction globale est donc une réac-
tion 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.
4. 1. 2 Ag+ (aq) + Cu (s) = 2 Ag (s) + Cu2+ (aq)
2. Ag+ (aq) / Ag (s) : Ag+ (aq) + e− = Ag (s)
Cu2+ (aq) / Cu (s) : Cu2+ (aq) + 2 e− = Cu (s)
5. 1. Fe3+ (aq) / Fe2+ (aq) : Fe3+ (aq) + e− = Fe2+ (aq)
Cr2O7
2−(aq) / Cr3+(aq) :
Cr2O7
2−(aq) + 14 H+
(aq) + 6 e− = 2 Cr3+ (aq) + 7 H2O ()
2. Cr2O7
2−(aq) + 6 Fe2+ (aq) + 14 H+ (aq)
= 2 Cr3+ (aq) + 6 Fe3+ (aq) + 7 H2O ()
6. 1. 2 H2O2 (aq) = O2 (aq) + 2 H2O ()
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.
9. 1. 2 MnO4
−(aq) + 6 H+ (aq) + 5 H2O2 (aq)
= 2 Mn2+ (aq) + 5 O2 (aq) + 8 H2O ()
2. Décoloration de la solution violette.
3. ; d’où :
= 0,021 mol . L–1.
10. 1. a. I2 (aq) + 2 e– = 2 I– (aq)
2 S2O3
2– (aq) = S4O6 2– (aq) + 2e–
2 S2O3
2– (aq) + I2 (aq) = 2 I– (aq) + S4O6 2– (aq)
b. La coloration brune due au diiode disparaît.
c. Oui.
d. Changement de coloration.
2. a. S2O8
2– (aq) + 2 e– = 2 SO4 2– (aq)
2 I– (aq) = I2 (aq) + 2 e–
S2O8
2– (aq) + 2 I– (aq) = 2 SO4 2– (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.
11. 1. L’aldéhyde, qui a un caractère réducteur.
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 concentra-
tion en eau oxygénée augmente.
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)
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–
= I– (aq) + 3 H2O ()
[RCO2
–(aq) + 3 H+ (aq) + 2 e–
= RCO2H (aq) + H2O ()] × 3
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 ()
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.
16. 2 H+ (aq) + 2 e– = H2 (g)
Mg (s) = Mg2+ (aq) + 2 e–
Mg (s) + 2 H+ (aq) = Mg2+ (aq) + H2 (g)
n0(Mg) = = 1,36 mmol (réactif limitant) ;
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.
CV
.
5
------------C ′V ′
E
.
2
----------------------
C5C ′× V ′
E
×
2V×
--------------------------------- 5 0 010,×16 8,×
2200,×
----------------------------------------
33 0,
24 3,
----------
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e
r
r
o
u
k
i
•
f
e
e
•
f
r

3
La réaction n’est donc pas terminée
(31,0 mL < 33,0 mL).
17. 1. a. Zn (s) = Zn
2+
(aq) + 2 e
–
I
2
(aq) + 2 e
–
= 2 I
–
(aq)
Zn (s) + I
2
(aq) = Zn
2+
(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, I
2
(aq) est le réactif
limitant ; il doit donc disparaître entièrement en fin
de réaction.
c. n
f
(I
–
) = 2 n
0
(I
2
) = C
0
. V
0
= 0,020 × 50,0 = 1,0 mmol ;
[I
–
]
f
= = = 0,020 mol . L
–1
= 20,0 mmol
. L
–1
;
[I
–
]
800
= = 2 × [I
2
]
800
= 2 × 2,0
= 4,0 mmol
. L
–1
;
= = 5.
3. a. La solution est diluée deux fois :
C ’
0
= = = 0,010 mol . L
–1
.
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 CH
3
CH
2
OH (aq) avec les ions dichromate
Cr
2
O
7
2–
(aq).
1. Les demi-équations d’oxydoréduction mises en jeu
dans la transformation sont :
Cr
2
O
7
2–
(aq) + 14 H
+
(aq) + 6 e
–
= 2 Cr
3+
(aq) + 7 H
2
O ( )
CH
3
CO
2
H (aq) + 4 H
+
(aq) + 4 e
–
= CH
3
CH
2
OH (aq) + H
2
O ( )
a. Quel est l’oxydant dans la première demi-
équation ? Justifier.
b. Quel est le réducteur dans la deuxième demi-
équation ? Justifier.
2. Donner l’équation de la réaction.
3. Quel est le nom de l’espèce issue de la transforma-
tion 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 dichro-
mate Cr
2
O
72–
(aq) sont orangées et celles contenant
des ions chrome Cr
3+ (aq) sont vertes.
a. Quelle est l’évolution de la couleur du mélange ?
b. À quelle condition un alcootest est positif ?
19. 1. L’empois d’amidon donne une coloration
bleue avec le diiode I2.
2. S2O8
2−(aq) + 2 I − (aq) = 2 SO4 2−(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. [S2O8
2−]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 concen-
tration initiale en ions peroxodisulfate.
d. ∆t . [S2O8
2−]i : 1 : 881 ; 2 : 845 ; 3 : 848 ; 4 : 896 ;
5 : 947.
La durée nécessaire pour former une quantité donnée
de diiode est pratiquement inversement proportion-
nelle à la concentration initiale en ions peroxodisul-
fate.
20. 1. L’observation 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 solu-
tion 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 concen-
trations 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 tempéra-
ture 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.
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 ;
on a alors : = néq(MnO4
−) ;
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.
% Fe = = 0,937 = 93,7 %.
22. 1. S2O3
2– (aq) + 2 H+ (aq)
= S (s) + SO2 (aq) + H2O ()
nfI– ()
V0
--------------10,
50 0,
----------
2n800 I2
()
V0
----------------------
I–
[]
f
I– []
800
---------------- 20 0,
40,
----------
C0
2
------ 0 020,
2
-------------
nFe2+
()
5
------------------
937,
10
----------
z
e
r
r
o
u
k
i
•
f
e
e
•
f
r

4
2. Elle dépend des cinq paramètres.
3. a. Pour estimer de la même façon la durée de
l’opacification.
b.
c. S2O3
2– (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.
23. A. Préparation d’une solution d’eau de Javel
1. 2 ClO– (aq) + 4 H+ (aq) + 2 e–
= Cl2 (g) + 2 H2O ()
Cl2 (g) + 2 e– = 2 Cl– (aq)
2. Oxydant : ClO– (aq) ; réducteur : Cl– (aq).
3. a. 48 L.
b. n(Cl2) = = = 2,1 mol ;
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 ().
V1 (mL) 40,0 20,0 10,0 5,0
V2 (mL) 10,0 10,0 10,0 10,0
V3 (mL) 0 20,0 30,0 35,0
[H+]i (mmol . L–1)800 400 200 100
[S2O3
2–]I (mmol . L–1)40 40 40 40
°Chl
Vm
----------- 48
22 7,
----------
z
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