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Série N°3
Les réactions
d’oxydoréduction
Exercice 1
Pour prévoir l’état alcoolique d’une personne, on effectue l’Alcootest. Lorsqu’on souffle à travers un tube contenant des
cristaux de bichromate de potassium K2 Cr2 O7 de couleur orange, la vapeur d’alcool sortante de la bouche le transforme
en ions Chrome Cr3+ de couleur vert. L’avancée de la couleur verte dans le tube permet une mesure qualitative
du taux d’alcoolémie de la personne.
1°) a‐ Déterminer le nombre d’oxydation de l’atome de chrome dans l’ion Cr2 𝑂7
2− puis dans l’ion Cr3+.
b‐ Déterminer le nombre d’oxydation du carbone dans la molécule C2H6O puis dans la molécule C2 H4 O2 .
2°) Sachant que les deux couples redox mis en jeu sont : Cr2 𝑂7
2− / Cr3+ et C2 H4 O2 / C2 H6 O
a- Ecrire et équilibrer l’équation de la réaction qui a eu lieu au cours du verdissement éventuel du tube (au cours de
l’alcootest).
b- Montre en utilisant le nombre d’oxydation, que cette réaction est une réaction d’oxydoréduction.
Exercice 2
Au cours d’une séance de travaux pratiques deux groupes d’élèves réalisent les expériences suivantes :
 Le premier groupe plonge une lame de cuivre dans une solution d’acide chlorhydrique
( H3O+,Cl-).Rien ne se passe.
 Le deuxième groupe plonge des coupeaux de zinc dans une solution d’acide chlorhydrique .il se forme les
ions Zn2+et se dégage un gaz incolore qui fait une détonation en présence d’une flamme.
1) a- Faire un schéma de l’expérience réalisée par le deuxième groupe.
b- Donner le nom du gaz dégagé.
2) a- Ecrire les demi-équations de réaction indiquée dans 1°).
b- Déduire que cette réaction est une réaction d’oxydoréduction .Ecrire son équation bilan.
c- Donner les couples rédox mis en jeu.
3) a- Comparer le pouvoir réducteur des éléments cuivre Cu et hydrogène H.
b- Classer les éléments Cu , Zn et H par ordre de pouvoir réducteur croissant.
Exercice 3
On considère les deux couples rédox suivants : I2/ HI et S/H2S .
1) a-Déterminer le nombre d’oxydation de l’élément iode I dans : I2 et HI .
b- Ecrire l’équation formelle du couple I2/ HI .
2) a-Déterminer le nombre d’oxydation de l’élément soufre S dans : H2S.
b- Ecrire l’équation formelle du couple S/H2S .
3) On barbote 20 ml de H2S gaz dans une solution aqueuse de diiode .
a- Ecrire l’équation bilan de la réaction.
b- Déterminer la masse de soufre formée.
On donne : la masse molaire de soufre : M = 32 g.mol-1
.Le volume molaire du gaz V = 24 l.mol-1.
Exercice 4
On donne la classification électronique suivante :
Al Zn Fe H2 Cu pouvoir réducteur décroissant.
1) Prévoir ce qui peu se produire quand on plonge respectivement :
a. Une lame de cuivre dans une solution de nitrate d’aluminium (Al 3+, 3N𝑂3
− ).
b. Une lame d’aluminium dans une solution de nitrate de zinc (Zn2+,2N𝑂3
− )
c. Une lame de fer dans une solution d’acide chlorhydrique.
2) Noter l’observation pour chaque expérience.
3) Ecrire, quand cela est possible, l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction.

Exercice 5
On considère la classification électrochimique suivant :
1) Dans un volume V = 200 ml d’une solution aqueuse de sulfate de fer II (Fe2+ + SO42-) de concentration C = 0,5
mol.L-1, on introduit une masse m = 12 g d’un mélange de deux métaux Zn et Cu.
a) Préciser le métal (M) qui va réagir avec les ions Fe2+. Justifier.
b) Écrire les deux demi-réactions et l’équation qui a lieu.
2) a) Déterminer la quantité de matière des ions Fe2+ sachant que tous les ions réagirent.
b) Déduire la masse du métal (M) qui réagit sachant qu’il réagit en totalité.
c) Déduire la masse l’autre métal.
3) On filtre le mélange obtenu et on ajoute au résidu solide un excès d’une solution de chlorure d’hydrogène
(H3O+ + Cl-). Il se dégage un gaz de volume VG = 0.48 L.
a) Quel est le gaz dégagé et comment peut-on l’identifier ?
b) Écrire l’équation de la réaction qui se produit. Justifier.
c) Calculer la quantité de matière du gaz formé.
d) Déduire la masse du métal qui a réagi avec les ions H3O+.
On donne : M(Zn) = 65 g.mol-1 ; M(Cu) = 63.5 g.mol-1 ; M(Fe) = 56 g.mol-1 et VM = 24 L.mol-1.
Exercice 6
On fait réagir en milieu acide une solution violette de permanganate de potassium (K+ + MnO4-) de volume V1 = 12 cm3 et
de concentration molaire C1 = 0,5.10-2 mol.L-1, avec une solution incolore de dioxyde de soufre (SO2) de volume
V2 = 10 mL et de concentration molaire C2 = 2.10-2 mol.L-1. Il se forme alors des ions manganèse (Mn2+) incolores et des
ions sulfates (SO42-) incolores aussi selon l’équation chimique non équilibrée suivante :
1) a) Déterminer les nombres d’oxydation du manganèse (Mn) et du soufre (S) dans les entités chimiques suivantes :
MnO4- ; Mn2+ ; SO2 et SO42-.
b) En déduire que la réaction observée est une réaction d’oxydoréduction.
c) Identifier les couples redox mis en jeu lors de cette réaction.
d) Identifier l’oxydant et le réducteur parmi les réactifs. Justifier.
e) Compléter l’équilibre de l’équation de la réaction.
2) a) Calculer les quantités de matière initiales des réactifs mis en jeu.
b) Y a-t-il un réactif en excès ? Si oui lequel ?
c) Sachant que cette réaction est totale, déterminer la concentration molaire des ions sulfate (SO42-) formés à la fin
de la réaction.
Exercice 7
1) On introduit dans un bécher juste la masse m de plomb (Pb) en poudre nécessaire pour faire réagir totalement un
volume d’une solution aqueuse d’acide sulfurique (H2SO4) dilué. On a mesuré 1,12 L de dihydrogène dégagé et il
s’est formé du sulfate de plomb (Pb2+ + SO42-) en solution aqueuse de volume 125 cm3 dans le bécher.
a) Ecrire l’équation de la réaction redox réalisée dans le bécher.
b) Préciser l’oxydant, le réducteur et les couples redox mis en jeu.
c) Calculer la masse du plomb utilisée et déduire la concentration molaire des ions Pb2+ dans la solution.
2) On ajoute au contenu du bécher du fer en poudre en excès et on agite pendant un temps suffisant. On filtre ensuite le
contenu du bécher et on ajoute au filtrat quelques gouttes d’une solution aqueuse de soude. Un précipité vert apparaît.
a) Décrire brièvement ce qui se passe dans ces expériences.
b) Ecrire l’équation de la réaction redox et préciser les couples redox mis en jeu.
c) Montrer que les réactions précédentes permettant de classer suivant une échelle de pouvoir réducteur décroissant
les éléments : dihydrogène, fer et plomb.
On donne : M(Pb) = 207 g.mol-1 et Vm = 22,4 L.mol-1.

Exercice 7
On réalise les expériences suivantes :
1ère expérience :
On introduit un excès de cuivre à l’état solide dans un volume V1 = 200 cm3 d’une solution (S1) de nitrate d’argent
(Ag+ + NO3-) de concentration C = 0,5 mol.L-1. En fin de la réaction, la solution prend une couleur bleuâtre et il se forme
un dépôt d’argent.
1) Interpréter ce résultat, en écrivant les équations des transformations correspondantes.
2) Préciser le type de chaque transformation et écrire les couples redox mis en jeu.
3) Ecrire l’équation bilan de la réaction.
4) Calculer la masse d’argent déposé ainsi que la quantité de matière des ions Cu2+ obtenue.
2ème expérience :
On filtre le mélange obtenu pour avoir une solution (S2) de volume V2 = 200 cm3. On introduit ensuite dans cette
solution 0,05 mol d’aluminium en poudre, on obtient un dépôt de cuivre.
1) Ecrire l’équation de la réaction. Préciser les couples redox mis en jeu.
2) Montrer que l’aluminium est en excès.
3) Quelle masse de solide a-t-on à la fin de la réaction ?
4) A l’aide de ces deux expériences, classer les métaux mis en jeu par ordre de pouvoir réducteur croissant.
On donne : M(Ag) = 108 g.mol-1 ; M(Al) = 27 g.mol-1 et M(Cu) = 63,6 g.mol-1.