Chimie N° 02

Notion de couple

Oxydant / Réducteur

Applications. Exercices

Cours

 

   

 

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1)- Exercice 7 page 54.
2)- Exercice 8 page 55.
3)- Exercice 9 page 55.
4)- Exercice 10 page 55.
5)- Exercice 13 page 55.
6)- Exercice 18 page 56

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1)- Exercice 7 page 54.

Marions-les.

1)- En utilisant les différentes espèces chimiques

énumérées ci-après, former les différents couple rédox

possibles et écrire les demi-équations électroniques

correspondantes :

 Co, Ba2+, Mn2+, Mg, Pb, Co2+, Cr, Ni2+,

 Mg2+, Cr3+, Ni, K+, Ba, Mn, K, Pb2+.

2)- Nommer les éléments correspondants à l’aide de

la classification périodique.

Correction exercice 7 page 54 :

1)- et 2)-  Les différents couples rédox possibles,

les demi-équations électroniques

correspondantes et le nom :

Couples OX / RED et nom :

 

Co2+ / Co       

Ion Cobalt II / Cobalt

Co2+    +    2 e        Co

Ba2+ / Ba       

Ion Baryum II  / Baryum

Ba2+    +    2 e        Ba

Mg2+ / Mg     

Ion Magnésium II  / Magnésium

Mg2+    +    2 e        Mg

Cr3+ / Cr        

Ion Chrome III / Chrome

Cr3+    +    3 e        Cr

Ni2+ / Ni         

Ion Nickel II / Nickel

Ni2+    +    2 e        Ni

Pb2+ / Pb        

Ion Plomb ii / Plomb

Pb2+    +    2 e        Pb

K+ / K            

Ion Potassium / Potassium

K+    +     e        K

 

 

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2)- Exercice 8 page 55.

Réaction rédox ?

 Soit l’équation-bilan, non équilibrée, ci-dessous :

 Ni2+    +    Al    →    Ni    +    Al3+   

1)- Équilibrer cette équation.

2)- Identifier les deux couples rédox mis en jeu ;

en déduire les demi-équations électroniques correspondantes.

 

Correction de l'exercice 8 page 55

1)- Équation bilan :

3 Ni2+ (aq)

+

2 Al (s)

3 Ni

+

2   Al3+ (aq)

2)- Couples oxydant / réducteur : Ni2+ / Ni,  Al3+ / Al

      

Ni2+

+

2 e

=   Ni

      

Al3+

+

3 e

=   Al

 

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3)- Exercice 9 page 55.

Qui est Qui ?

 On verse 25 mL, d’une solution de sulfate de cuivre (II) dans un erlenmeyer.

 On ajoute de la poudre de zinc et l’on maintient une agitation régulière pendant quelques instants.

 On filtre : la solution limpide obtenue est incolore.

 La poudre, ainsi recueillie, est couverte d’un dépôt métallique rouge.

1)- Quelle est la couleur de la solution initiale ? Pourquoi la solution finale est-elle incolore ?

2)- Quelle est la nature du dépôt métallique rouge ?

3)- Comment vérifier qu’il s’est formé des ions zinc (II)¸au cours de cette réactions ?

4)- Écrire les deux demi-équations électroniques mises en jeu, puis l’équation-bilan de la réaction.

5)- Quel est l’oxydant dans cette réaction ? Quel est le réducteur ? Déterminer l’espèce qui subit une réduction et celle qui subit une oxydation.

 

Correction de l'exercice 9 page 55

1)- La solution de sulfate de cuivre II a une couleur bleue. La solution devient incolore, car les ions cuivre II ont disparu.

2)- Le dépôt métallique rouge est constitué par du cuivre métal : Cu.

3)- Pour mettre en évidence les ions zinc II, on verse de la soude (solution aqueuse d'hydroxyde de sodium), il se forme un précipité blanc d'hydroxyde de zinc II :

-    Zn2+  +   2 OH    =   Zn(OH)2

4)- Équation bilan :

Cu2+ (aq)

+

2 e

Cu (s)

 

 

 

 

Zn (s)   

=

2 e

Zn2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

Zn (s)

Cu

+

Zn2+ (aq)

5)- Oxydant : les ions cuivre II et le réducteur, le zinc métal.

-    Le réducteur a été oxydé et l'oxydant a été réduit.

-    Les ions cuivre II subissent une réduction et le zinc métal, subit une oxydation.

 

 

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 4)- Exercice 10 page 55.

Place du couple Ni2+ / Ni dans la classification électrochimique.

 On réalise deux expériences successives :

 Expérience 1 :

 On plonge une lame de fer dans une solution verte de sulfate de nickel (II), Ni2+ + SO42–.

 Quelques instants plus tard, on observe la formation d’un dépôt métallique.

 Expérience 2 :

 On plonge une lame de plomb dans une solution verte de sulfate de nickel (II), Ni2+ + SO42 –.

 Aucun dépôt n’apparaît.

1)- Écrire l’équation-bilan de la réaction qui a lieu lors de la première expérience.

2)- Montrer que ces deux expériences permettent de prévoir la place du couple Ni2+ / Ni dans la classification donnée page 49.

 

Correction de l'exercice 10 page 55

1)- Équation bilan de la réaction.

 Ni2+ (aq)

+

Fe (s)

 Ni

+

Fe2+ (aq)

      

2)- Place de chaque couple.

-    Le couple du plomb est situé au-dessus du couple du nickel car il ne se produit aucune réaction entre les ions nickel II et le plomb métal.

  

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5)- Exercice 13 page 55.

Prévisions.

 Soit les couples suivants : Ag+ / Ag ; Fe2+ / Fe ; Al3+ / Al

1)- Écrire les demi-équations électroniques relatives à ces couples.

2)- En utilisant la classification donnée page 49,

prévoir la réaction naturelle qui a lieu entre les couples rédox :

a)-     Fe2+ / Fe et Ag+ / Ag :

b)-    Fe2+ / Fe et Al3+ / Al.

3)- Écrire, dans chaque cas l’équation-bilan de la réaction correspondante.

 

Correction de l'exercice 13 page 55

1)- Demi-équations électroniques.

Fe2+

+

2 e

=   Fe

Ag+

+

 e

=   Ag

Al3+

+

3 e

=   Al

2)- équations bilans.

a)-   

2 Ag+ (aq)

+

Fe (s)

2 Ag

+

Fe2+ (aq)

b)-   

3 Fe2+ (aq)

+

2 Al (s)

3 Fe

+

2 Al3+ (aq)

 

 

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6)- Exercice 18 page 56.

Réactions de l’étain.

 On dispose d’une solution de chlorure d’étain (II), SnCl2 ; on en verse 25 mL dans trois béchers.

 Dans le premier, on ajoute quelques gouttes d’une solution de soude concentrée ; un précipité blanc de forme.

 Dans le deuxième, on plonge une lame de fer : un dépôt noir pulvérulent apparaît progressivement.

 Dans le troisième, on ajoute de la limaille de fer et on maintient une agitation régulière. Au bout de quelques minutes, on arrête l’agitation et l’on ajoute quelques gouttes d’une solution de soude concentrée : un précipité vert se forme.

1)- Écrire l’équation-bilan de la dissolution du chlorure d’étain (II).

2)- Sachant que les ions chlorure n’interviennent pas, quelles indications peut-on tirer de la première expérience ? Écrire l’équation-bilan correspondante.

3)- Quelle est la nature du dépôt noir observé dans la deuxième expérience ? Quels sont les ions qui sont caractérisés à la fin de la troisième expérience ? En déduire ce qui se passe lorsque la limaille de fer est ajoutée à la solution de chlorure d’étain (II) ? Écrire l’équation-bilan de la réaction correspondante.

4)- Quel est le rôle joué par les ions étain (II) ? Que subissent-ils au cours de cette réaction ? Donner les couples rédox auquel ils appartiennent ?

 

 

Correction de l'exercice 18 page 56

1)- Équation bilan de la réaction de dissolution du chlorure d'étain dans l'eau.

 

eau

 

 

 

SnCl2 (s)

Sn2+ (aq)

+

2 Cl (aq)

2)- On verse de la soude dans une solution de chlorure d'étain, il se forme un précipité blanc d'hydroxyde d'étain.

-    Sn2+  +   2 OH    =   Sn(OH)2

3)- Lorsque l'on plonge une lame de fer dans une solution de chlorure d'étain, celle-ci se recouvre d'un dépôt noir d'étain métallique finement divisé. Lors de la troisième expérience, on caractérise les ions fer II. Équation bilan de la réaction :

Sn2+ (aq)

+

2 e

Sn (s)

 

 

 

 

Fe (s)   

=

2 e

Fe2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

Sn2+ (aq)

+

Fe (s)

Sn

+

Fe2+ (aq)

 

-    Le fer métal perd deux électrons et donne des ions fer II. Simultanément, les ions étain II gagnent deux électrons et donnent un dépôt métallique d'étain

4)- Les ions étain II jouent le rôle d'oxydant.

-    Au cours de la réaction, ils subissent une réduction.

-    Couple ox / Red :

-    Sn2+ / Sn

 

 

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