EXERCICE 1

Équilibrer les équations suivantes à l'aide des nombres d'oxydation et indiquer : l'oxydation, la réduction, l'oxydant et le réducteur:

1. $HPO_{3} + C\rightarrow P+ CO+ H_{2}O$

2. $AsH_{3}+KClO_{4}\rightarrow H_{3}AsO_{4} +KCl$

3. $Sn + HNO_{3} \rightarrow SnO_2 +H_{2}O +NO_{2} $

4. $HNO_{3} +H_{2}S \rightarrow NO + H_{2}O + H_{2}SO_{4}$

5. $Ag^{+} + HNO_{3}\rightarrow AgNO_{3} +H_{2}O +NO$               

6. $Cu+ HNO_{3}\rightarrow Cu(NO_{3})2+H_{2}O +NO_{2} $

7. $FeCl_{2} +KMnO_{4} +HCl\rightarrow FeCl_{3} +MnCl_{2} +KCl +H_{2}O$    

8. $AsH_{3} + KClO_{4} \rightarrow H_{3}AsO_{4} + KCl$

9. $AsH_{3} + KClO_{3} \rightarrow    H_{3}AsO_{4} + KCl  $             

10. $Sn + HNO_{3}\rightarrow SnO_{2} + H_{2}O + NO_{2}$

11. $HNO_{3} + H_{2}S\rightarrow NO + H_{2}O + H_{2}SO_{4}$           

12. $Ag + HNO_{3}\rightarrow AgNO_{3} + H_{2}O + NO$

13. $CuO + NH_{3}\rightarrow Cu + N_{2} + H_{2}O$                

14. $Sb + HNO_{3} \rightarrow Sb_{2}O_{5} + H_{2}O + NO_{2}$             

15. $FeCl_{2} + KMnO_{4} + HCl\rightarrow FeCl_{3} + MnCl_{2} + KCl + H_{2}O$

16. $H_{2}C_{2}O_{4} + H_{3}O+ + MnO_{4^{–}}\rightarrow CO_{2} + Mn^{2+} + H_{2}O $  

17. $Cl^{–} + H_{3}O^{+} + NO_{3}– \rightarrow NO + H_{2}O + Cl_{2}$

EXERCICE 2

L’eau de javel est fabriquée en faisant passer un courant de dichlore $Cl_{2}$ gazeux dans une solution de soude $NaOH$.

L’équation chimique de la réaction est : $Cl_{2}(g) + 2OH- \rightarrow ClO^{-} + Cl- + H_{2}O$.

1. Montrer qu’il s’agit d’une réaction redox.

2. Préciser :

2.1. L’entité qui a été oxydé et celle qui a été réduite ;

2.2. Les couples redox mis en jeu.

EXERCICE 3

A l'aide d'un tableau de couples redox, indiquer l'équation de chacune des réactions suivantes :

1. On jette un morceau de sodium dans l'eau.

2. On jette un morceau de zinc dans une solution aqueuse de $HCl$.

3. On jette un morceau de cuivre dans une solution aqueuse de $HCl$

4. On jette un morceau de cuivre dans une solution aqueuse de $HNO_{3}$.

5. On jette un morceau de zinc dans une solution aqueuse de $AgNO_{3}$

EXERCICE 4

1.1. Comment varie le nombre d'oxydation lors d'une réduction ?

1.2. L'équation : $K \rightarrow K^{+}+e^{−}$ représente-t-elle une réduction?

2. Déterminer l'oxydant et le réducteur dans les oxydoréductions suivantes :

2.1. $2Na +Cl_{2} \rightarrow 2NaCl_{2}$

2.2. $SO_{2} + 2H_{2}S_{2}S+ 2H_{2}O$

3. Que vaut le nombre d'oxydation de l'azote dans les espèces chimiques suivantes
$N_{2}O_{5}, N_{2}, NH_{3}, K_{3}N,  LiNO_{2}$

3.1. Dans lesquelles l'azote est-il complètement oxydé?

3.2. Dans lesquelles l'azote est-il complètement réduit?

3.3. Dans lesquelles l'azote peut-il jouer le rôle d'oxydant?

3.4. Dans lesquelles l'azote peut-il jouer le rôle de réducteur?

EXERCICE 5

En milieu acide le bichromate de potassium $K_{2}Cr_{2}O_{7}$ réagit sur l’acide oxalique $H_{2}C_{2}O_{4}$ ; il se forme des ions chrome $(III) Cr^{3+}$ et du dioxyde de carbone $CO_{2}$.

1. Identifier la forme oxydée et la forme réduite des couples redox mis en jeu.

2. Ecrire l’équation formelle correspondant à chaque couple redox.

3. En déduire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction

EXERCICE 6

Une dismutation est une réaction redox conduisant à la formation d’un produit qui est en même temps l’oxydant d’un couple redox et le réducteur d’un autre couple redox.

Lorsqu’on ajoute, en milieu acide, une solution d’iodate de potassium $KIO_{3}$ à une solution d’iodure de potassium $KI$, il se forme du diiode $I_{2}$.

1. Déterminer le $n.o$ de l’iode dans $IO_{3^{-}}, I^{-}$ et $I_{2}$.

2. Sachant que l’iode est le seul élément dont le nombre d’oxydation varie au cours de cette réaction:

2.1. Préciser les couples redox mis en jeu.

2.2.  Etablir l’équation formelle associée à chaque couple redox.

2.3. En déduire l’équation bilan de la réaction redox.

2.4. Montrer qu’il s’agit d’une réaction de dismutation

EXERCICE 7

On donne les équations suivantes correspondant aux différentes étapes qui se déroulent dans la cuve (en haut) puis le ventre (en bas) du haut-fourneau à différentes températures (qui augmente au fur et à mesure qu’on descend).

Équilibrer ces équations et préciser quel réactif est l’oxydant et quel réactif est le réducteur et quels sont les couples oxydant/réducteur qui sont mis en jeu lors de cette équation.

a -$ … Fe_{2}O_{3} + … CO \rightarrow… Fe_{3}O_{4} + … CO_{2} (700°C)$

b - …$ Fe_{3}O_{4} + … CO \rightarrow… FeO + … CO_{2} (1000°C)$

c - … $FeO + … CO \rightarrow… Fe + … CO_{2} (1300°C)$

d- … $Fe + … CO \rightarrow… Fe_{3}C + … CO_{2} (1500°C)$

e- …$ CO_{2} + … C \rightarrow … CO (1000°C)$

EXERCICE 8

Compléter les équations bilan formelles suivantes (comprenant plusieurs étapes mais que l’on résume en une seule et unique équation simplificatrice en considérant la fonte complètement débarrassée de son carbone, ce qui est impossible en réalité) qui ont lieu dans le haut fourneau à haute température (vous avez le droit d’utiliser des fractions pour les coefficients stœchiométriques demi-entiers).

Préciser quel réactif correspond à l’ « oxydant », quel réactif correspond au « réducteur » en le justifiant de deux manières différentes avec une demi-équation d’échange d’oxygène et une demi-équation d’échange électronique.
 
Préciser si l’oxyde de fer est oxydé ou réduit, en le justifiant de deux manières différentes et en précisant comment.

1. $Fe_{2}O_{3} + … C \rightarrow … Fe + … CO_{2}$

2. $Fe_{3}O_{4} + … C \rightarrow … Fe + … CO_{2}$

3. $FeO^{+} … C \rightarrow … Fe^{+} … CO_{2}$

EXERCICE 9

Le chrome $Cr$ est préparé industriellement par aluminothermie à partir de l’oxyde de chrome (III) $Cr_{2}O_{3}$ et de l’aluminium métallique.

On obtient du chrome métallique et de l’oxyde d’aluminium (appelé couramment alumine) $Al_{2}O_{3}$.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu.

2. Montrer qu’il s’agit d’une réaction redox.

3. Préciser le réactif oxydant et le réactif réducteur.

4. Calculer la masse de chrome obtenu lorsqu’on fait réagir $5,0 g$ d’oxyde de chrome (III) avec $8,5g$  d’aluminium.

EXERCICE 10

On prendra $n.o (Cl) = -I$ dans tous les composés chlorés rencontrés dans l’exercice.

Le titane $Ti$ est un métal très léger utilisé pour réaliser certains alliages pour l’industrie aéronautique, les voitures de course, etc.

1. Le minerai est tout d’abord transformé en dioxyde de titane $TiO_{2}$. Cet oxyde est ensuite traité, à $800°C$ et sous atmosphère inerte, par du dichlore gazeux $Cl_{2}$ en présence de carbone.

On obtient du tétrachlorure de titane $TiCl_{4}$ et du monoxyde de carbone $CO$.

1.1. Ecrire l’équation bilan de la réaction qui se produit.

1.2. Montrer qu’il s’agit d’une réaction redox.

2. Le tétrachlorure de titane $TiCl_{4}$ est ensuite réduit par du magnésium $Mg$, sous vide et à $800°C$.

Les produits de la réaction sont le titane $Ti$ et le chlorure de magnésium $MgCl_{2}$.

2.1. Ecrire l’équation bilan de la réaction.

2.2. Vérifier que le magnésium agit en tant que réducteur.

3. Sachant que la consommation annuelle européenne de titane pour la réalisation de prothèses médicales est de $200$ tonnes, calculer les masses de réactifs nécessaires pour transformer le dioxyde de titane $TiO_{2}$ en titane Ti.

EXERCICE 11

L’eau oxygénée vendue en pharmacie est une solution aqueuse de peroxyde de dihydrogène$H_{2}O_{2}$; elle est utilisée par exemple pour le nettoyage des plaies.

1. Etablir le schéma de Lewis de la molécule de peroxyde de dihydrogène $H_{2}O_{2}$

2. En déduire le nombre d’oxydation de l’élément oxygène dans $H_{2}O_{2}$.

3. Dans certaines conditions le peroxyde d’hydrogène se décompose en eau et en dioxygène.

3.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de décomposition de $H_{2}O_{2}$

3.2. Montrer qu’il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction.

3.3. Préciser les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction.

3.4. Ecrire les équations formelles correspondant aux deux couples redox et montrer que $H_{2}O_{2}$ peut jouer à la fois le rôle d’oxydant et le rôle de réducteur.

4. L’étiquette d’un flacon contenant de l’eau oxygénée vendu en pharmacie indique qu’il s’agit d’une eau oxygénée à $10$ volumes c’est-à-dire que la décomposition du peroxyde d’hydrogène contenu dans un litre d’eau oxygénée en eau et en dioxygène libère $10L$ de dioxygène gaz dans les conditions où le volume molaire $V_{m}$ des gaz est égal à $22,4L.mol^{-1}$.

4.1. Déterminer la quantité de dioxygène $O_{2}$ libéré par la décomposition d’un litre d’eau oxygénée $H_{2}O_{2}$.

4.2. En déduire la quantité de peroxyde de dihydrogène $H_{2}O_{2}$ présente dans l’eau oxygénée vendue en pharmacie.

4.3. Calculer sa concentration molaire.

5. Vérifier que le pourcentage massique de la solution d’eau oxygénée est égal à $3%$.

Le pourcentage massique est défini par le quotient de la masse d’un litre de $H_{2}O_{2}$ par la masse d’un litre d’eau oxygénée.

Données : $H= 1g.mol^{-1} ; O =16g.mol^{-1}$.

Masse volumique de l’eau oxygénée : $ρ = 1,01 g.cm^{-3}$

EXERCICE 12

On réalise l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure d'étain $(Sn^{2+} + 2Cl^{-})$ entre $2$ électrodes de graphite et acidifiée par l'acide chlorhydrique.

On observe un dépôt d'étain à la cathode et le dégagement du dichlore à l'anode.

$E^{0} (Sn^{2+}/Sn) =­ 0,14 V; E^{0} (Cl_{2}/Cl^{-}) =1,39 V; E^{0} (O_{2}/H_{2}O) =1,23V; E_{0} (H_{3}O^{+} /H_{2}) =0,00 V$.

3.1. En vous référant aux potentiels d'oxydoréduction des couples redox, donner les prévisions des réactions aux électrodes.

3.1.1. Les faits expérimentaux sont- ils en accord avec la théorie? Sinon justifier.
 
3.1.2. Montrer que cette électrolyse est une réaction d'oxydoréduction provoquée.

3.1.3. Quelle est la tension théorique minimale qu'il faut appliquer aux bornes de l'électrolyseur pour que cette électrolyse se déroule?
 
3.1.4. Déterminer la valeur de la surtension aux électrodes en admettant que dans l'électrolyseur la tension nécessaire pour provoquer l'électrolyse est de $2,3V$.

3.2-le sulfate de fer Il cristallisé est hydraté: $FeS0_{4}, xH_{2}O$.

Afin de déterminer $x$, on pèse une masse $m =3g$ de de ce produit que l'on dissout dans un volume d'eau pour obtenir $100 ml$ de solution.

Puis on prélève $10mL$ de la solution obtenue que l'on dose en milieu acide par une solution de permanganate de potassium $KMn0_{4}$ de concentration $C0 = 0,02 mol/L$.

La coloration violette persiste lorsqu'on a versé un volume $Vo =10,8 ml$ de la solution de $KMnO_{4}$.

3.2.1. Ecrire j'équation de la réaction de dosage.
 
3.2.2. Calculer la concentration de sulfate de fer Il.

3.2.3. En déduire $x$.

Données en $g/ mol: H =1 ; 0 =16; S = 32 ; Fe = 56,  E^{0} (MnO_{4}^{-} / Mn^{2^{+}}) > E0 (Fe^{3+} /Fe^{2+})$

EXERCICE 13

Votre professeur de Physique-Chimie vous apprend que l’un des minerais de fer utilisé par les forgerons pour fabriquer les dabas est l’oxyde de fer $III (Fe_{2}O_{3})$.

Il contient $57%$ de fer.

L’oxyde de fer $III$ est d’abord réduit par le monoxyde de carbone $(CO)$ en fer et en dioxyde de carbone.

Ensuite le fer obtenu est usiné artisanalement.

Il vous demande à la suite de son exposé, d’écrire l’équation-bilan de la réaction de réduction de l’oxyde de fer, et de déterminer la masse de fer produit.

Données :$ V_{m}=22,4 L.mol^{-1} ; M(Fe)=56 g/mol ; M(C)= 12 g/mol ; M(O)=16 g/mol$.

1. Écrire l’équation-bilan de la réaction de réduction par le monoxyde de carbone qui donne du fer et du dioxyde de carbone.

2. Identifier l’espèce chimique qui capte des électrons.

3. Identifier l’espèce chimique qui cède des électrons.

4. Calcule :

4.1. Le volume de monoxyde de carbone, mesuré dans les conditions normales de température et de pression, nécessaire pour réduire trois tonnes de minerai de fer.

4.2. La masse de fer obtenue.