Oxydo-réduction définitions

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1 Oxydo-réduction définitions 1. Dans les réactions suivantes, indique qui est l'oxydant, qui est le réducteur, qui est réduit, qui est oxydé : a. Mn est le réducteur et il est oxydé / Hg2+ est l'oxydant et il est réduit b. H2 est le réducteur et il est oxydé / Sn 4+ est l'oxydant et il est réduit c. Li est le réducteur et il est oxydé / F2 est l'oxydant et il est réduit d. Cr2+ est le réducteur et il est oxydé / Br2 est l'oxydant et il est réduit e. Fe2+ est le réducteur et il est oxydé / Sn4+ est l'oxydant et il est réduit 2. Quand le césium est exposé au chlore gazeux, un éclair lumineux apparaît. Le résultat de la réaction est le chlorure de césium, un sel blanc composé d'ions chlorure et d'ions césium. a. 2 Cs + Cl2 2 CsCl b. Oxydation : Cs Cs+ + e- Réduction : Cl2 + 2 e- 2 Cl- c. Cs est le réducteur / Cl2 est l'oxydant 3. Calcule le nombre d'oxydation des éléments en gras : a. + 5 b. + 3 c. + 6 d. + 6 e. - 3 f. - 1/3 g. - 3 h. - 8/3 i. + 3 j. + 5 k. + 3 l. + 7 m. + 5 n. - 2 o. - 1 p. + 3 q. + 6 r. - 4/3 s. 0 t. - 2/3 4. Calcule le nombre d'oxydation des éléments en gras puis détermine qui est oxydé et qui est réduit : 5. Détermine quelles réactions parmi les suivantes sont des réactions d'oxydoréduction : a, d et f

2 Équilibrage des réactions 1. Équilibre les demi-réactions suivantes : 2. Pour chacune des réactions suivantes, détermine la variation du nombre d'oxydation pour l'élément en gras puis détermine si la demi-réaction est une oxydation ou une réduction : 3. Équilibre les réactions suivantes en équilibrant d'abord les demi-réactions :

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6 4. Équilibre les réactions suivantes en utilisant les nombres d'oxydation :

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8 Titrages redox 1. Quand 25,00 ml d'acide oxalique, H2C2O4, sont titrés avec une solution de KMnO4 de concentration 0,2500 M. 35,25 ml de KMnO4 sont nécessaires pour atteindre l'équivalence suivant la réaction : 2 MnO H+ + 5 H2C2O4 2 Mn H2O + 10 CO2 Quelle est la concentration de l'acide oxalique? 0,8813 M 2. 25,0 ml d'acide nitreux, HNO2, réagissent avec un excès de KI suivant l'équation : 2 HNO2 + 2 I- + 2 H+ 2 NO + I2 + 2 H2O L'iode produit est ensuite titré avec 14,6 ml de solution de Na2S2O3 suivant la réaction : 2 S2O32- + I2 S4O IQuelle est la concentration de l'acide nitreux? 0,0876 M 3. Un échantillon de 3,00 g de fer pur est dissout dans de l'acide chlorhydrique et la solution résultante est traitée pour produire des ions Fe2+. Le volume final de la solution est 500,0 ml. Quel volume de solution de KMnO4 de concentration 0,0500 M est nécessaire pour titrer 25,0 ml de la solution de Fe2+? 10,8 ml 4. Un échantillon d'étain pur est dissout dans de l'acide chlorhydrique pour produire 25,0 ml d'une solution d'ions Sn2+. Cette solution est ensuite titrée avec 41,7 ml de solution de KMnO4 de concentration 0,135 M. a. Sachant que les ions Sn2+ sont transformés en ions Sn4+, écris l'équation de la réaction de titrage. 2 MnO H+ + 5 Sn2+ 2 Mn Sn H2O b. Quelle est la concentration des ions Sn2+ en solution? 0,563 M c. Quelle est la masse de l'échantillon d'étain? 1,67 g 5. Un échantillon de 25,0 ml d'eau de Javel, NaOCl, de concentration 0,500 M réagit avec un excès de KI. L'iode produit est ensuite titré avec des ions thiosulfate pour produire des ions I-. a. Écris les deux réactions utilisées. 2 H+ + OCl- + 2 I- Cl- + H2O + I2 2 S2O32- + I2 S4O Ib. Quel volume de Na2S2O3 de concentration 0,750 M a été nécessaire pour ce titrage? 33,3 ml 6. 25,00 ml d'un solution de CuSO4 réagissent avec un excès de KI. L'iode produit est ensuite titré avec des ions thiosulfate pour produire des ions I-. Le titrage nécessite 15,69 ml de solution de Na2S2O3 de concentration 0,1650 M. a. Écris les deux réactions utilisées. Cu2+ + I- CuI(s) + I2 2 S2O32- + I2 S4O Ib. Calcule la concentration de la solution de CuSO4. 0,1036 M 7. Un échantillon de 5,00 g de KIO3 impur est dissout dans une solution de 1,00 l. Calcule le pourcentage de pureté de KIO3 dans l'échantillon. 92,7 %

9 La pile électrochimique 1. Soit la pile suivante : un morceau de nickel est immergé dans un bécher contenant une solution de chlorure de nickel, et un morceau de cuivre est immergé dans un bécher contenant une solution de sulfate de cuivre. Les électrodes de métal sont reliées par un fil électrique et les béchers sont connectés par un pont salin. L'équation de la réaction est : Ni + Cu2+ Ni2+ + Cu a. Fais un dessin b. Quelle électrode est l'anode? Ni(s) c. Vers quelle électrode les ions SO42- progressent-ils? l'anode d. Vers quelle électrode les électrons se déplacent-ils? La cathode e. Si 0,025 mol de Cu(s) sont produites, combien de moles d'électrons circulent à travers le fil? 0,050 mol f. Vers quelle électrode les ions Ni2+ migrent-ils après avoir été formés? cathode 2. Soit la pile suivante : un morceau d'étain est immergé dans un bécher contenant une solution de sulfate d'étain de concentration 1 M et un morceau d'argent est immergé dans un bécher contenant une solution de nitrate d'argent de concentration 1 M. Les électrodes de métal sont reliées par un fil électrique et les béchers sont connectés par un pont salin. Après plusieurs heures, la masse de l'électrode en étain a diminué. a. Quelle est l'équation ionique nette de la réaction? 2 Ag+ + Sn Sn Ag b. Quelle électrode est la cathode? Ag(s) c. Vers quelle électrode les ions Ag+ se déplacent-ils? cathode d. Vers quelle électrode les électrons se déplacent-ils? cathode e. La masse de l'électrode d'argent diminue-t-elle ou augmente-t-elle? augmente f. Si 0,010 mol de Sn(s) réagissent, combien de moles d'électrons circulent à travers le fil? 0,020 mol g. Si 0,020 mol de Sn(s) réagissent, combien de moles d'argent réagissent? 0,040 h. Combien de moles d'électrons circulent à travers le pont salin? 0 3. Calcule la force électromotrice pour chacune des réactions suivantes et définis si ces réactions vont être spontanées :

10 4. Soit six demi-piles (toutes les solutions ont pour concentration 1 M) une solution de CuSO4 contenant une électrode de Cu une solution de Cr2(SO4)3 contenant une électrode de Cr une solution de MgSO4 contenant une électrode de Mg une solution de ZnSO4 contenant une électrode de Zn une solution de AgNO3 contenant une électrode de Ag une solution de FeSO4 contenant une électrode de Fe a. Quelle paire de demi-piles formera la pile avec le plus haut voltage? Ag et Mg b. Quelle paire de demi-piles formera la pile avec le plus bas voltage? Cr et Zn

11 5. Soit les réactions suivantes : Détermine si Nb5+ réagira spontanément ou pas avec Te. Non 6. Soit un métal hypothétique A : a. Le métal A peut-il réagir avec de l'eau pure (ph = 7) pour produire de l'hydrogène? Non b. Le métal peut-il être dissout par une solution de H+ de concentration 1 M pour produire de l'hydrogène? Oui Si oui, quel ion est formé, A+ ou A2+? A+ 7. Soit quatre métaux A, B, C, D dans des solutions de A2+, B2+, C2+, D2+ de concentration 1 M. Les résultats suivants sont trouvés lorsque les demi-piles sont connectées : Classe les métaux de l'oxydant le plus fort au plus faible. C2+ > D2+ > A2+ > B2+ 8. Soit cinq métaux A, B, C, D, E dans des solutions de A3+, B3+, C3+, D3+, E3+ de concentration 1 M. Les résultats suivants sont trouvés lorsque les demi-piles sont connectées :

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13 Classe les ions métalliques de l'oxydant le plus fort au plus faible. A3+ > D3+ > B3+ > C3+ > E3+ 9. Une demi-pile A est constituée d'une électrode de Zn dans une solution de ZnSO4 de concentration inférieure à 1 M. Une demi-pile B est constituée d'une électrode de Cu dans une solution de CuSO4 de concentration supérieure à 1 M. Quelle serait la force électromotrice de la pile constituée de ces deux demi-piles? Serait-elle plus grande, égale ou inférieure à 1,10 V? plus grand 10. Le voltage de la pile Pb2+ + Zn Pb + Zn2+ dépendamment des conditions utilisées. Détermine parmi les trois situations suivantes celle qui va produire le plus fort voltage et celle qui va produire le plus faible : a. une fine électrode de Zn est immergée dans une solution de Zn2+ de concentration 0,5 M / une électrode épaisse de Pb est immergée dans une solution de Pb2+ de concentration 1 M plus fort b. une électrode épaisse de Zn est immergée dans une solution de Zn2+ de concentration 1 M / une fine électrode de Pb est immergée dans une solution de Pb2+ de concentration 0,5 M plus faible c. une électrode épaisse de Zn est immergée dans une solution de Zn2+ de concentration 1 M / une électrode épaisse de Pb est immergée dans une solution de Pb2+ de concentration 1 M 11. Qui est l'oxydant le plus fort : une solution de Pb2+ de concentration 1 M ou 2 M? 12. Qui est le réducteur le plus fort : une solution de I- de concentration 1 M ou 2 M? 13. Si une pile est utilisée dans une lampe de poche, pourquoi l'intensité de la lumière va-t-elle diminuer progressivement plutôt que de rester toujours au même niveau jusqu'à ce que la pile soit «morte»? Le potentiel de réduction de l'oxydant diminue et le potentiel de réduction du réducteur augmente. La f.e.m de la pile diminue.

14 Spontanéité d'une réaction 1. Définis si les substances suivantes peuvent être oxydées, réduites, ou ni l'un ni l'autre ou les deux. a. Na+ réduit b. I- oxydé c. Cu+ les deux d. Sn4+ réduit e. NO3- ni l'un ni l'autre f. Hg oxydé g. Fe2+ les deux h. Co2+ réduit i. Se ni l'un ni l'autre j. Sn2+ les deux k. Al oxydé l. Cr2O72- en milieu acide réduit 2. Détermine si les réactions suivantes seront spontanées. Si oui, écris la réaction : a. Ni2+ + Ag pas de réaction b. Zn2+ + Li spontanée : 2 Li + Zn2+ 2 Li+ + Zn c. Ag + I- pas de réaction d. H+ + Cu pas de réaction e. H+ + Fe spontanée : 2 H+ + Fe H2 + Fe2+ f. Sn4+ + Au pas de réaction g. Sn + Co spontanée : Sn2+ + Co Sn + Co2+ h. Cu+ + Sn spontanée : 2 Cu+ + Sn 2 Cu + Sn2+ i. Al3+ + Ni pas de réaction j. Hg + H2 spontanée : Hg2+ + H2 Hg + 2 H+ 3. Lequel des deux est l'oxydant le plus fort? a. Zn2+ b. Cu2+ c. Br2 4. Lequel des deux est le réducteur le plus fort? a. Mn b. Sn2+

15 c. Cr2+ 5. Détermine si le mélange des deux substances suivantes donnera lieu à une réaction spontanée et si oui, écris-la. a. Zn(s) et H2(g) pas de réaction b. Sn(s) et Sn4+ spontanée : Sn + Sn4+ 2 Sn2+ c. H+ et Mn(s) spontanée : 2 H+ + Mn H2 + Mn2+ d. Fe2+ et Cr2O72- pas de réaction e. Fe2+ et Cr2O72- en milieu acide spontanée : 6 Fe2+ + Cr2O H+ 6 Fe Cr H2O f. Cu(s) et H+ pas de réaction g. MnO2(s), H+ et I- spontanée : MnO2 + 4 H+ + 2 I- Mn H2O + I2 h. SO42- et Sn(s) pas de réaction 6. Soient les trois demi-réactions suivantes : A e- A(s) (2) B e- B(s) (1) C e- C(s) (3) Sachant que A2+ réagit avec C(s) mais pas avec B(s), classe les trois demiréactions de la plus forte réduction à la plus faible. 7. Soient les quatre demi-réactions suivantes : D e- D(s) E e- E(s) F e- F(s) G e- G(s) Sachant que F2+ réagit avec D(s), E(s) et G(s), que D2+ ne réagit avec aucun des trois métaux et que G2+ ne réagit qu'avec D(s), classe les quatre demi-réactions de la plus forte oxydation à la plus faible. F2+ > E2+ > G2+ > D2+ 8. Complète le tableau suivant avec RX s'il y a réaction et s'il n'y a pas de réaction. Fe2+ Fe Au3+ Ni2+ Pb2+ RX RX RX Au Ni RX Pb RX RX 9. Soit le tableau suivant qui donne des informations sur les réactions possibles entre deux substances : V2+ V Cd2+ Ti2+ Ga3+ Rx Rx Cd Ti Rx Rx Ga Rx Rx Classe les métaux du plus fort oxydant au plus faible. Cd2+ > Ga3+ > V2+ > Ti2+

16 Électrolyse 1. Quels produits sont formés lorsque les solutions suivantes sont électrolysées? 2. Si du CuCl2 pur et fondu est électrolysé avec des électrodes inertes, quelles substances seront produites à l'anode et à la cathode? Quel est le voltage minimum qui devra être utilisé? 3. Une solution de CuSO4 est electrolysée avec des électrodes inertes. Quelles substances sont produites à l'anode et à la cathode? Quel est le voltage minimum qui a été utilisé? 4. Détermine les réactions qui auront lieu quand les solutions suivantes seront électrolysées :

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19 5. Pourquoi ne peut-on pas produire de l'aluminium par électrolyse de AlCl3(aq)? L'eau a une plus grande tendance à réduire que Al3+ 6. Examine le schéma suivant : a. Quel est le voltage de la pile formée des demi-piles Mn2+/Mn et Ag+/Ag? 1,99 V b. Décris ce qui se passe lorsque cette pile est connectée au NaBr. La pile Mn/Ag fournit du voltage pour l'électrolyse de NaBr

20 Applications de l'oxydo-réduction et de l'électrolyse 1. On trouve de l'or pur dans la nature mais très rarement du fer. Pourquoi? Le fer est oxydé plus facilement que l'or 2. Si une planète avait une atmosphère constituée d'hydrogène au lieu d'oxygène, trouverait-on du fer à l'état naturel? Oui / Fe2+ et Fe3+ seraient réduits par H2 3. Il existe en Inde un pilier de fer qui marquait autrefois une frontière entre deux territoires. Ce pilier est droit et partiellement enfoui dans le sol mais est très peu rouillé. Pourquoi? Peu de pluie, sol sec + film huileux déposé par les mains des passants (le pilier est réputé être chanceux) 4. L'aluminium s'oxyde très rapidement dans de l'eau salée. Détermine trois méthodes pour ralentir ou supprimer la corrosion de bateaux en aluminium. Peindre les bateaux / recouvrir d'un autre métal (zinc) / faire passer un courant électrique 5. Une boite en métal est recouverte d'une couche d'étain. Lorsque l'étain s'oxyde, il forme une couche de SnO qui recouvre l'étain et le protège. Si la couche en étain est éraflée et le fer exposé à l'air, est-ce que l'étain va agir comme une anode sacrificielle? Non car le fer est plus facile à oxyder que Sn. 6. Tu disposes d'une morceau de fer que tu veux recouvrir d'une couche de chrome par galvanoplastie. Le fer, devrait-il être l'anode ou la cathode? cathode 7. Dessine le dispositif nécessaire pour recouvrir une cuillière en fer d'une couche d'argent. Ton dessin doit faire apparaître : les ions en solution, les mouvements ioniques, les substances utilisées à l'anode et à la cathode et les mouvements des électrons. 8. Dessine le dispositif nécessaire pour recouvrir un morceau d'étain d'une couche de cuivre. Ton dessin doit faire apparaître : les ions en solution, les mouvements ioniques, les substances utilisées à l'anode et à la cathode et les mouvements des électrons.