NOTION DE COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR
EXERCICE 1
On considère les entités chimiques suivantes : $Fe^{2+}, Al^{2+}, Na^{+}, Sn^{2+}$ et$ Zn^{2+}$
1. Donner les symboles des couples redox qu’on peut former avec ces entités.
2. Ecrire l’équation formelle associée à chaque couple redox.
3. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’oxydation de l’aluminium par les ions fer $(III)$ $Fe^{2+}$ et mettant en jeu les couples redox choisis.
EXERCICE 2
Les ions cadmium $Cd^{2+}$ réagissent avec l’argent métallique $Ag$ pour donner un dépôt de cadmium métallique et des ions argent $Ag^{+}$.
1. Ecrire les deux demi-équations électroniques représentant les transformations subies par les ions cadmium $Cd^{2+}$ et l’argent $Ag$.
2. En déduire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction.
3. Préciser l’entité qui joue le rôle d’oxydant et celle qui joue le rôle de réducteur.
4. Préciser l’entité qui subit l’oxydation et celle qui subit la réduction
EXERCICE 3
On place une tôle de fer de faible épaisseur dans $100 mL$ d’une solution aqueuse de nitrate d’argent $AgNO_{3}$ de concentration $C = 0,1 mol.L^{-1}$.
1. En tenant compte de la classification électrochimique des métaux, écrire l’équation bilan de la réaction qui se produit.
2. Préciser les couples redox mis en jeu.
3. Calculer la masse m de métal déposé sur la tôle de fer quand tous les ions argent sont réduits.
4. Calculer la diminution de masse de la tôle en fer
EXERCICE 4
On plonge une lame de zinc $Z_{n}$ dans une solution bleue contenant des ions cuivre $(II) Cu^{2+}$.
Quelques minutes après on observe un dépôt rougeâtre sur la lame de zinc.
1. Préciser la nature de ce dépôt.
2. Ecrire les demi équations électroniques représentant les transformations subies par l’ion $Cu^{2+}$ et le zinc $Z_{n}$.
3. Ecrire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction.
4. Préciser l’oxydant et le réducteur qui interviennent dans cette réaction
EXERCICE 5
Parmi les couples d’entités suivants :
$(Cu, Cu^{2+}); (Zn^{2+}, Zn); (Ag, Cu^{2+}) et (Fe^{2+}, Fe)$
1. Donner le symbole des couples qui peuvent former un couple redox.
2. Préciser la forme oxydée et la forme réduite pour chaque couple identifié.
3. Etablir l’équation formelle associée à chaque couple redox.
EXERCICE 6
On plonge une lame de cuivre dans $25 mL$ d’une solution contenant des ions argent $Ag^{+}$ de concentration molaire $5.10^{-2} mol.L^{-1}$
En fin de réaction les ions argent ont disparu.
En secouant la plaque, on « décroche » le métal argent $Ag$ qui s’y est déposé.
1. Quelle est la diminution de masse de la plaque de cuivre ?
On filtre la solution pour retenir le métal argent.
2. Calculer la masse d’argent dans le filtre.
3. Calculer la concentration des ions cuivre II présents dans le filtrat.
On ajoute au $25 mL$ du filtrat une solution d’hydroxyde de sodium de concentration $0,5 mol.L_{-1}$
On obtient un précipité d’hydroxyde de cuivre $Cu(OH)_{2}$.
4. Ecrire l’équation bilan de la réaction de précipitation, puis calculer le volume minimum de solution d’hydroxyde de sodium qu’il faut ajouter pour précipiter tous les ions cuivre $II$.
EXERCICE 7
On émerge une plaque de zinc $Z_{n}$ dans une solution de nitrate d’argent $(Ag^{+}+ NO_{3^{-}})$ de volume $V=100mL$ et de concentration $C=0,1mol/L$ et on obtient un dépôt d’argent $Ag$ sur la partie immergée de la plaque de zinc et formation des ions $Zn^{2+}$
1. Donner la demi-équation d’oxydoréduction correspondant à chacun des couples $Ag^{+}/Ag$ et $Zn/Z_{n}$ et puis déduire l’équation bilan.
2. Déterminer les quantités de matière initiales des réactifs.
3. Déterminer la masse d’argent déposée à la fin de la réaction sur la plaque de zinc.
4. Déterminer la masse de zinc qui a réagi.
5 Quelle est la concentration des ions $Z_{n^{2+}}$ dans la solution obtenue à la fin de la réaction ?
On donne : $(Ag)=107,9g/mol .M(Zn)=65,4g/mol$
EXERCICE 8
Pour argenter de petits objets métalliques on pratiquait autrefois «l'argenture au pouce».
Cette opération consistait à frotter l'objet avec un chiffon imbibé d'une bouillie contenant, entre autres, du chlorure d'argent $AgCl$ récemment précipité.
1. Écrire l'équation bilan de la réaction permettant d'expliquer le dépôt du métal argent sur un objet en cuivre.
2. Préciser les couples redox mis en jeu.
Ecrire, pour chacun d’eux, l’équation formelle correspondante.
EXERCICE 9
On plonge un clou en fer dans une solution bleue de sulfate de cuivre.
Au bout d'un certain temps, la solution se décolore et le clou se couvre d'un dépôt rouge.
1. Quel est le nom de ce dépôt rouge ?
2. Pourquoi la coloration bleue a-t-elle disparu ?
3. A la solution restante, on ajoute de la soude. On obtient un précipité vert. Quel ion a-t-on identifié ?
4. Sachant que pour l'élément cuivre, la réaction s'écrit :
$Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu$, écrire la réaction pour l'élément fer.
5. Ecrire la réaction chimique traduisant l'oxydoréduction.
6. Au cours de cette réaction, quel est :
- l'élément qui est oxydé ?
- l'élément qui est réduit
EXERCICE 10
1. Lors de la formation de l'ion $Cu^{2+}$ à partir de l'atome $Cu$, cet atome a-t-il gagné ou perdu des électrons ?
Pourquoi?
2. Dans une solution de sulfate de cuivre $(Cu^{2+}, SO_{4^{2-}})$ de couleur bleue caractéristique de la présence d'ions $Cu^{2+}$ en solution, on plonge une lame de fer.
Au bout d'un certain temps on observe un dépôt rouge sur la lame et la coloration bleue disparaît.
Quel est le nom de ce dépôt rouge ?
Pourquoi la coloration bleue a-t-elle disparu?
La solution $n°2$ est-elle encore une solution de sulfate de cuivre?
Pourquoi?
Lorsque l'on verse quelques gouttes d'une solution de soude $(Na^{+}; OH^{-})$ dans une solution contenant des ions métalliques,$(ex. : Cu^{2+}; Fe^{2+};Zn^{2+})$ on obtient un précipité coloré, comme l'indique le tableau :
$$\begin{array}{|c|c|c|c|}
\hline
\text{Ion métallique}& Cu^{2+}& Fe^{2+}& Zn^{2+}\\
\hline
\text{Couleur du précipité }&\text{ bleue}&\text{verte}&\text{blanche}\\
\hline
\end{array}$$
EXERCICE 11
1. On plonge une lame de zinc dans $50mL$ d'une solution de sulfate de cuivre de concentration $0,02mol.L^{-1}$.
$Z_{n} = 65,4 ; Cu = 63.5 ; Ag=108 g.mol^{-1}$
1.1. Qu'observe-t-on ? Ecrire l'équation bilan de la réaction
2.1. Quelle est la masse de zinc qui a été oxydée ?
3.1. Quelle est la masse du dépôt métallique ?
2. De la tournure de cuivre est immergée dans $200mL$ d'une solution de nitrate d'argent de concentration $5.10^{-3} mol.L^{-1}$ .
Un dépôt métallique se forme ; sa masse est de $45mg$.
2.1. Ecrire l'équation bilan de la réaction ?
2.2. La réaction est-elle totale ? Si elle ne l'est pas calculer la concentration des ions dans la solution à la fin de l'expérience.
2.3. Vérifier que la solution est électriquement neutre
EXERCICE 12
La plaque de fer plongée dans le sulfate de cuivre se recouvre lentement d’un dépôt de cuivre rougeâtre.
1. Quels sont les deux couples oxydant–réducteur intervenant dans cette expérience ?
2. Ecrire les deux demi-équations correspondantes.
3. Quelle est l’équation bilan mis en jeu dans cette expérience ?
EXERCICE 13
On introduit $3,27g$ de poudre de zinc dans $100mL$ d'une solution de sulfate de cuivre $II$ de concentration molaire en soluté apporté $C=1,0.10^{-1} mol.L^{-1}$.
La solution se décolore tandis que des grains de couleur rose apparaissent.
L'ajout d'une solution d'hydroxyde de sodium à la solution provoque l'apparition d'un précipité blanc.
1.1. Ecrire l'équation de dissolution du sulfate de cuivre $II$ dans l'eau.
1.2. En déduire la concentration en ions cuivre $II [Cu^{2+}]$ en solution.
2.1. Quels sont le réducteur et l'oxydant mis en présence ?
2.2. Ecrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction qui a lieu.
3. Quel est le réactif limitant ?
4. En déduire dans l'état final :
-les quantités de matière d'ions $Cu^{2+}, Zn^{2+}, Cu$ et $Zn$
-la masse de cuivre apparue, la masse de zinc restante.
-les concentrations $[Cu^{2+}]$ et $[Zn^{2+}]$.
On supposera que pendant la réaction, le volume ne varie pas.
Données :$ M(Zn) = 65.4 g.mol^{-1}; M(Cu) = 63.5g.mol^{-1}$
EXERCICE 14
La gravure à l’eau forte est une méthode de reproduction ancienne.
L’artiste dessine à l’aide d’une pointe en métal sur une plaque de cuivre recouverte de vernis.
Lorsque la gravure est terminée, la plaque est plongée dans une solution d’acide nitrique,
$(H^{+}+ $NO_{3^{–}})$, anciennement appelée eau forte :
les parties de cuivre non protégées par le vernis sont alors attaquées par les ions nitrate $NO_{3^{–}}$ et la solution utilisée devient bleue.
1. La solution :
1.1. Pourquoi la solution bleuit-elle ?
1.2. Quel est le rôle joué par le cuivre ?
A-t-il été oxydé ou réduit ?
1.3. Écrire la demi-équation d’oxydoréduction du couple oxydant / réducteur mis en jeu.
2. L’autre couple :
2.1. Quel est le rôle joué par les ions nitrate NO3–. Ont-ils été oxydés ou réduits ?
2.2. L’espèce conjuguée de l’ion nitrate est le monoxyde d’azote gazeux $NO$.
Écrire la demi-équation d’oxydoréduction correspondante.
3. En déduire l’équation de la réaction ayant lieu entre le cuivre et l’acide nitrique.
4. Pourquoi doit-on utiliser une solution d’acide nitrique et non une solution de nitrate de potassium
$ (K^{+}+ NO_{3^{–}})$ ?
5. Étude quantitative :
On utilise un volume $V=500mL$ d’une solution d’acide nitrique de concentration $C = 1,0 mol/L$.
Lors de la gravure, une masse de cuivre $m = 1,5g$ est oxydée.
5.1. Quelles sont les concentrations finales des ions cuivre $II$ et des ions nitrate dans la solution ?
5.2. Quel est le volume de monoxyde d’azote dégagé ?
Données : $M(Cu) = 63,5g / mol ; V_{m} = 24 L/mol$