oxydo reduction

I : a et b : oxydation car il y a libération d'électrons. I^- et Al sont des réducteurs.

c et d : réduction car il y a capture d'électrons. Na⁺ et Br₂ sont des oxydants.

II : Ag⁺/Ag ; H⁺/H₂ ; Sn²⁺/Sn ; Fe²⁺/Fe ; NO₃^-/NO ; Al³⁺/Al ; Cl₂/Cl ; Zn²⁺/Zn.

Ag⁺ + e^-  Ag ; 2H⁺ + 2e^-  H₂ ; Sn²⁺ + 2e^-  Sn ; Fe²⁺ + 2e^-  Fe ;

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^-  NO + 2H₂O ; Al³⁺ + 3e^-  Al ; Cl₂ + 2e^-  2Cl^- ; Zn²⁺ + 2e^- Zn.

III : a) ^-          Fe  Fe²⁺ + 2e

            2H⁺ + 2e^-  H₂

----------------------------------------

2H⁺ + Fe  H₂ + Fe²⁺

b) Les coefficients nous montrent qu'une mole de Fe correspond à un dégagement de une mole de H₂, donc :

n(Fe) = n(H₂)

n(Fe) = m(Fe)/M(Fe) = 0,5/55,8 = 8,96.10^-3 mol

Si on prend comme volume molaire normal 22,4 l :

V(H₂) = 8,96.10^-3*22,4

V(H₂) = 200 cm³

c) Il y a des Fe²⁺, des H₃O⁺(H⁺), des Cl^-, des OH^-.

n(Fe) = n(Fe²⁺)

[Fe²⁺] = 8,96.10^-3/50.10^-3

[Fe²⁺] = 0,179 mol.l^-1

Au début : [HCl] = [H⁺] = [Cl^-] = 1 mol.l^-1

Comme Cl^- ne réagit pas, à la fin, on a encore :

[Cl^-] = 1 mol.l^-1

Par contre :

[H⁺] restant = [H⁺] initial – [H⁺] disparu

[H⁺] initial = 1 mol.l^-1

[H⁺] disparu = 2[Fe²⁺] = 0,359 mol.l^-1

[H⁺] = 0,64 mol.l^-1

IV : Dans la solution d'acide chlorhydrique, il y a des H⁺ et si on les met en présence de fer, au départ on aura des H⁺ et des Fe. Les deux couples H⁺/H₂ et Fe/Fe²⁺ obéissent à la règle du g : la couple H⁺/H₂ et plus oxydant que le couple Fe²⁺/Fe.

Le couple Cu²⁺/Cu étant plus oxydant que le couple H⁺/H₂, la règle du g ne peut s'appliquer : quand on met en présence du cuivre et un de l'acide chlorhydrique, rien ne se passe.

V : Le couple Cr₂O₇^2-/Cr³⁺ est plus oxydant que I₂/I^- : du coté du chrome, il va se passer une réduction, c'est donc le pôle + de la pile ; du coté de l'iode, on a oxydation, c'est le pôle négatif.

Comme on est en milieu acide, il faut faire intervenir des ions H⁺ : au départ on a des Cr₂O₇^2- et à l'arrivée des Cr³⁺. Les O et les H⁺ que l'on a au départ vont donner des H₂O. on a donc :

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

On équilibre au début la matière, puis on équilibre les charges en prenant un certain nombre de e^-.

Pour l'iode :

2I^- ® I₂ + 2e^-

les 6 e^- dégagés par la première réaction doivent être absorbés par la deuxième, on a donc les deux réactions :

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^- ®2Cr³⁺ + 7 H₂O

6I^- ® 3I₂ + 6e^-

VI : a)

b) Au pôle + on doit avoir consommation d'électrons, on a donc une réduction : c'est le couple le plus oxydant donc Cu²⁺/Cu.

Sa fem : E⁰ = E⁰(Cu²⁺/Cu) – E⁰(Ni²⁺/Ni)

E⁰ = 0,57 V

c) On a les réactions :

Cu²⁺ + 2 e^- ® Cu

Ni ® Ni²⁺ + 2 e^-

A l'électrode négative, il disparaît du Ni, donc sa masse diminue.

On a :

Q = n₁e^- = It

n₁ étant le nombre d'électrons. Il vaut :

n₁ = It/e^- = 10.10^-3*2*3600/1,6.10^-19 = 4,5.10²⁰ e^-

Un mole d'électrons contient 6,02.10²³ électrons. On a donc, comme nombre de moles d'électrons :

n = 4,5.10²⁰/6,02.10²³ = 7,475.10^-4 mol

On peut aussi utiliser le Faraday :

Q = It = 72 C

Un Faraday, qui correspond à une mole d'électrons, vaut 96500 C, donc :

n = 72/96500 = 7,46.10^-4 mol

Comme une mole de Ni correspond à 2 moles de e^- :

n(Ni) = n/2 = 3,73.10^-4

m(Ni) = M(Ni)*n(Ni)

m(Ni) = 22 mg

VII : a) Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^- ®2Cr³⁺ + 7 H₂O

b) Ag ® Ag⁺ + e^-

c) Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^- ® 2Cr³⁺ + 7 H₂O

6Ag                                  ® 6Ag⁺ + 6e^-

---------------------------------------------------

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6Ag ® 6Ag⁺ + 2Cr³⁺ + 7 H₂O

d) n(Ag) = 0,2/108 mol

n(bichromate) = n(ag)/6

m(bichromate) = 294*0,2/6*108

m(bichromate) = 0,0907 g

VIII : a) H₂O₂ ® O₂ + 2H⁺ + 2e^-                  (*5)

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- ® Mn²⁺ + 4H₂O              (*2)

---------------------------------------------

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5H₂O₂ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂ + 10H⁺

et donc, comme on a des H⁺ avant et après la réaction :

2MnO₄^- + 6H⁺ + 5H₂O₂ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂

b) n(H₂O₂ ) = C_redV_red

n(permangante) = C_oxV_ox

Comme 5 moles de H₂O₂ correspondent à 2 moles de permanganate :

n(permanganate) = 2n(H₂O₂)/5

C_red = 5C_oxV_ox/2V_red

On peut aussi, tout de suite écrire :

5C_oxV_ox = 2C_redV_red

C_red = 2.0,02.19,6/5.10

C_red = 0,098 mol.l^-1

IX : a) C’est le métal de potentiel oxydoréducteur le plus faible qui sera oxydé, donc ici le magnésium.

b) Mg ® Mg²⁺ + 2e^-

n(Mg) = m(Mg)/M(Mg) = 300.10³/24,3 mol

1 mole de Mg correspond à 2 moles d’électrons et comme 1 mole d’électron correspond à une charge de 96500 C (1 faraday), on a, pour les 300 kg de magnésium :

Q = 2.96500.300.10³/24,3

Q = 2,38.10⁹ C

Fe ® Fe²⁺ + 2 e^-

Donc 1 mole de Fe correspond à une mole de Mg, d’où :

m(Fe) = 300.55,8/24,3

m(Fe) = 689 kg

X : Longueur de canalisation de surface d’un mètre :

S = pd*l

l = S/pd = 0,398 m.

Pour 1 m de longueur, la masse de fer disparue sera :

m(Fe) = 0,274/0,398

m(Fe) = 0,689 kg.m^-1

Fe flè Fe²⁺ + 2 e^-

Zn flè Zn²⁺ + 2 e^-

Donc 1 mole de fer correspond à une mole de zinc.

m(Zn) = 0,689.65,4/55,8

m(Zn) = 0,807 kg.m^-1

XI : Zn ® Zn²⁺ + 2 e^-

On a donc Q = 2.96500.10³/65,4 = 2,951.10⁶ C

t = Q/I = 5,902.10⁶ s

t = 68 jours 8 h

XII : 1) Fe ® Fe²⁺ + 2 e^-

Zn ® Zn²⁺ + 2 e^-

3) a) m(Fe) = 1,2.10^-4.24.365

m(Fe) = 1,05 kg.m^-2.an^-1

b) 1 mole de fer correspond à 2 moles de e^-, donc à 2 F.

Q = m(Fe).2F/N(Fe)

Q = 1,05*.2.96500/55,8

Q = 3,64.10⁶ C

4) Le potentiel du zinc est plus petit que celui du fer, c’est donc un réducteur plus fort que le fer, il va donc s’oxyder plus facilement.

C’est la protection par anode sacrifiée.

m(Zn) = 65,4.1,0512.100/55,8.60

m(Zn) = 2,05 kg

XIII : 1) 2Fe₂O₃ + 3C ® 4Fe + 3CO₂

2) n(C) = 30.10³/12

n(C) = 2,5.10³ mol

Masse d'oxyde de fer : m = 10³*0,2 = 200 kg

n(Fe₂O₃) = 200.10³/160

n(Fe₂O₃) = 1,25.10³ mol

D'après l'équation, avec 2,5.10³ moles de C, il faudrait :

n'(Fe₂O₃) = 2*2,5.10³/3 = 1,67.10³ mol

Il n'y a donc pas assez d'oxyde de fer, c'est le carbone qui est en excès.

3) 2 moles d'oxyde donnent 4 moles de fer, le nombre de moles de fer formé est donc :

n(Fe) = 2* n(Fe₂O₃)

n(Fe) = 2,5.10³ mol

m(Fe) = 2,5.10³*56

m(Fe) = 140 kg

4) n(CO₂) = (3/2).n(Fe₂O₃)

V(CO₂) = 1875*24

V(CO₂) = 45.10³ L

V(CO₂) = 45 m³

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