1/ Soit une solution de sulfate de cuivre de concentration 0.1 M à laquelle on ajoute du zinc

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1 1/ Soit une solution de sulfate de cuivre de concentration 0.1 M à laquelle on ajoute du zinc métallique en excès. -Que se passe-t-il? -Calculer la constante de la réaction -Calculer la concentration finale en ions Cu2+ 2/ On constitue une solution en introduisant dans un volume de 1 litre d'eau, et ce sans variation de volume ; -0.1 mole de Zn mole de Ag mole de Cu2+ Donner un moyen d'éliminer les ions Ag+ et Cu2+ Calculer alors la concentration finale des ions Zn2+ Donner un moyen d'éliminer les ions Ag+ et Cu2+ Calculer alors la concentration finale des ions Zn2+ A B 3/ Soit la pile suivante dont la f.e.m vaut V. Précisez les polarités de cette pile ainsi que son fonctionnement, sachant que les 2 électrodes A et B sont en ARGENT et que les 2 compartiments 1 et 2 contiennent respectivement: -A : Ag+ à la concentration M et CN- à la concentration 0.04 M 1 2 -B : Ag+ à la concentration 0.04 M Calculer ensuite la constante de dissociation du complexe Ag(CN) 2-1/6

2 A 1 2 B 4/ On étudie la pile suivante où les 2 électrodes sont en platine et où les 2 demi-piles contiennent les mêmes ions Fe3+ et Fe2+ mais à des concentrations différentes. -demi-pile 1 : Fe3+ = 0.1 M ;Fe2+ = 0.2 M -demi-pile 2 : Fe3+ = 0.2 M ;Fe2+ = 0.1 M - Donner la f.e.m. de la pile après avoir précisé ses polarités. - Que se passe-t-il quand on relie les deux électrodes par un fil? - Donner les concentrations à l'équilibre - Calculer la charge totale ayant traversé le circuit ( en considérant que les volumes des 2 solutions étaient égaux à 1 litre ). 5/ On considère la pile suivante où les 2 demi-piles sont constituées de la manière suivante : A : électrode de Pt dans une solution contenant : Fe3+ = 0.4 M ; Fe2+ = 0.1 M B : électrode d'argent dans une solution contenant des ions Ag+ à la concentration 0.2 M - Précisez les polarités de la pile et donnez sa f.e.m A - Que se passe-t-il si on relie les 2 électrodes par un fil? - Calculer la constante de la réaction précédente - Calculer les concentrations des espèces chimiques lorsque la pile est usée. B 1 2 2/6

3 6/ Que se passe t il quand on mélange en proportions stoechiometriques à ph = 7 du Br - et BrO3 - Br2 Br - BrO3 - HBrO3 HBrO3 est un acide faible de pk = 0.7 E (Br2/Br - )=1.09 V ;E (BrO3 - /Br2)=1.48 V 7/ Dans 1 litre de solution on introduit : 0,1 mole de CuSO4 0,2 mole de NaCl un excès de cuivre solide Montrer qu'il se produit la réaction: Cu2+ + Cu + 2 Cl > 2 CuCl(s) et calculer la quantité de CuCl précipité qui s'est formé Ks = 10-7 CuCl; E (Cu2+/Cu+) =0,15 V; E (Cu+/Cu) =0,52 V 8/ I- et I2 forment un complexe (In+2)n- stable.dans une solution de KI de concentration 1M on verse 0,01 mol.l-1 de diiode.le potentiel de la solution vaut alors 0,47 V. En diluant 10 fois la solution, le potentiel passe à 0,53 V. E (I 2 /I - ) = 0,62V En déduire "n" ainsi que le potentiel normal du couple I2 /(In+2)n-. 9/ Les constantes de formation des complexes hexaaminés des ions cobalt sont : -pour Co(NH3) 6 3+ : K = 4, pour Co(NH3) 6 2+ : K'= 8,3 104 Le potentiel normal du couple Co3+/Co2+ vaut 1,82 V. Les ions Co3+ oxydent l'eau selon la réaction suivante : Co3+ + 1/2 H2O > Co2+ + H+ + 1/2 O2 Justifier la stabilité des ions Co3+ en présence d'ammoniaque, en solution. On donne le potentiel normal du couple O2/H2O :1.23 V 10/ Donner la composition des solutions NORMALES suivantes ; sulfate de fer II, permanganate de potassium -Ecrire la réaction ayant lieu entre les ions Fe2+ et MnO4 - et calculer sa constante. 3/6

4 -On désire doser une solution contenant environ 0.1 mole d'ion Fe2+ par le permanganate. Comment doit-on choisir la concentration de ce dernier pour avoir l'équivalence vers 10 ml si au départ on avait un volume d'ion fer de 10 ml aussi? comment repère-t-on l'équivalence? Pourquoi doit-on être en milieu acide et quel acide choisir? -Calculer le potentiel pris par un fil de Pt plongé dans la solution, par rapport à l'e.n.h, à l'équivalence -Calculer, dans les mêmes conditions, le potentiel de ce même fil pour des volumes égaux à Veq/2 et 2*Veq. 11/ Calcul de la constante de formation d'un complexe. -Calculer le potentiel pris par un fil de cuivre plongé dans 100 ml d'une solution 0.01 M en ion Cu2+. -On ajoute,sans variation de volume notoire (à justifier), 0,1 mole de NH3 dans la solution précédente. On mesure le nouveau potentiel pris par le fil de cuivre et on trouve une variation de 0,5 V. a)quel est le sens de la variation? b)calculer la constante de formation du complexe. on donne: le potentiel du couple Cu2+/Cu =0.34 V la réaction : Cu NH > Cu(NH3) / L'ion Cu+ est instable en solution aqueuse. Interpréter ce résultat à l'aide des potentiels rédox. En présence d'un excès d'ammoniaque, l'ion Cu+ forme un complexe : Cu(NH3)2 + -Calculer le potentiel du couple Cu(NH3)2 + /Cu -Calculer le potentiel du couple Cu(NH3)4 2+ /Cu(NH3)2 + -Qu'en conclure sur la stabilité du complexe Cu(NH3)2 +? Cu(NH3)2 + pkd = 10.8 Cu(NH3)4 2+ pkd'= 12.0 potentiels normaux des couples suivants: Cu2+/Cu 0.34 V ; Cu+/Cu 0.52 V 13/-Ecrire les équations rédox des couples NO3 - /HNO2 et HNO2/NO -montrer que l'acide nitreux est instable à ph=0. Ecrire la réaction correspondante et calculer sa constante -calculer à ph=0 le potentiel du couple NO3 - /NO -le pka de l'acide nitreux vaut 3,30. calculer les potentiels normaux des couples NO3 - /NO2 - et NO2 - /NO -à quelle condition l'ion NO2 - est-il stable en solution aqueuse? 4/6

5 on donne les potentiel normaux des couples suivants: NO3 - /HNO2 = 0,94 V et HNO2/NO = 0,99 V 14/ Est-ce qu'une lame de cuivre plongée dans une solution molaire en NH3 et saturée en O2 est attaquée par O2 sachant que dans cette solution O2 est réduit dur une lame de cuivre pour un potentiel E = 0,25 V? on donne: Cu(NH3)4 2+ <=====> Cu2+ + 4NH3 K1=10-12,9 Cu(NH3)2 + <=====> Cu+ + 2NH3 K2=10-10,8 Cu2+/Cu+ E = 0,16 V ; Cu+/Cu E = 0,52 V 15/ Est-ce qu'une lame de cuivre plongée dans une solution molaire en S2- et saturée en O2 est attaquée par O2 sachant que dans cette solution O2 est réduit dur une lame de cuivre pour un potentiel E = 0.25 V? on donne: CuS <=====> Cu2+ + S2- Cu2S <=====> 2Cu+ + S2- K1=10-35,2 K2=10-47,6 Cu2+/Cu+ E = 0,16 V ; Cu+/Cu E = 0,52 V 16/ On veut faire réagir en milieu acide des ions bromure Br- sur des ions bromates BrO - 3 à 25 C en solution aqueuse. 14/ Ecrire l'équation bilan de la réaction sans coefficient stoechiométrique fractionnaire. 15/ Calculer la constante de la réaction. 16/ On maintient le ph d'une solution à ph = 1 et on a dans cette solution [BrO - 3 ] o = 0,001 mol.l-1 et [Br - ] o = 0,300 mol.l-1 Calculer les concentrations en BrO - 3 et Br - quand l'équilibre est atteint. On donne les potentiels normaux : E 1 (BrO - 3 /Br 2 ) = 1,520V E 2 ( Br 2 /Br - ) = 1,085V 5/6

6 2/ Etude d une pile On considère une solution (S) 0,02 mol.l-1 de Cu(NO3)2 entièrement soluble qui donne des ions Cu2+ et NO3-. 2/1/ Quel est le ph de la solution? Vérifiez qu il n y a pas précipitation de Cu(OH)2. 2/2/ On plonge une lame de cuivre dans la solution (S). On constitue une pile à l aide d une électrode normale à hydrogène et de cette lame de cuivre. 2/2/a Précisez les polarités de la pile et donnez sa force électromotrice. 17/OXYDOREDUCTION DE QUELQUES ESPECES SOUFREES On considère, en solution aqueuse, les espèces chimiques suivantes : H 2 S ; S ; H 2 S 2 O 3 ; H 2 SO 3 H 2 S ; H 2 S 2 O 3 ; H 2 SO 3 sont des diacides dont les pk a ont les valeurs suivantes : H 2 S : 7 et 13 H 2 S 2 O 3 : 0,6 et 1,7 H 2 SO 3 : 2 et 7,3 - a/ Pour les trois diacides, faire figurer les domaines de prépondérance en fonction du ph. - b/ Calculer le nombre d'oxydation du soufre dans chacune des quatre espèces H 2 S ; S ; H 2 S 2 O 3 ; H 2 SO 3 - c/ Equilibrer en milieu acide ( ph = 0 ) les six couples rédox faisant intervenir les quatre espèces soufrées. - d/ Equilibrer à ph = 10 le couple rédox faisant intervenir H 2 S et H 2 SO 3. - e/ Connaissant les potentiels normaux E des couples suivants : S/H 2 S E 1 = 0,14V H 2 SO 3 /S E 2 = 0,45V H 2 SO 3 /H 2 S 2 O 3 E 3 = 0,40V en déduire les potentiels normaux des trois autres couples H 2 SO 3 /H 2 S E 4 H 2 S 2 O 3 /H 2 S E 5 H 2 S 2 O 3 /S E 6 - f/ A ph = 0, on mélange H 2 SO 3 et H 2 S. Que se passe-t-il? Ecrire l'équation bilan de la réaction et calculez en la constante. 6/6

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