Td corrigé td eq5 - PCSI-PSI AUX ULIS pdf

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TD EQ5 : EQUILIBRES D'OXYDOREDUCTION. But du chapitre. Poursuivre l' étude ... 2°) Description d'une pile électrochimique. 3°) Force électromotrice d' une ...




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TD EQ5 : EQUILIBRES D’OXYDOREDUCTION

But du chapitre
Poursuivre l’étude des transferts de particules en étudiant le transfert d’électrons. Apprendre à prévoir le sens d’une réaction d’oxydoréduction.

Plan prévisionnel du chapitre
 TOC \o "1-2" \n \p " " \h \z \u  HYPERLINK \l "_Toc318642671" I. Outils d’étude des réactions d’oxydoréduction
 HYPERLINK \l "_Toc318642672" 1°) Définitions
 HYPERLINK \l "_Toc318642673" 2°) Nombre d’oxydation (NO) d’un élément
 HYPERLINK \l "_Toc318642674" 3°) Ajuster les coefficients d’une demi-équation électronique
 HYPERLINK \l "_Toc318642675" 4°) Ajuster les coefficients d’une équation d’oxydoréduction
 HYPERLINK \l "_Toc318642676" II. Piles électrochimiques
 HYPERLINK \l "_Toc318642677" 1°) Notions de demi-pile et d’électrode
 HYPERLINK \l "_Toc318642678" 2°) Description d’une pile électrochimique
 HYPERLINK \l "_Toc318642679" 3°) Force électromotrice d’une pile
 HYPERLINK \l "_Toc318642680" 4°) Fonctionnement de la pile
 HYPERLINK \l "_Toc318642681" III. Thermodynamique des réactions d’oxydoréduction
 HYPERLINK \l "_Toc318642682" 1°) Echelle de potentiels standards
 HYPERLINK \l "_Toc318642683" 2°) Expression du potentiel à l’équilibre : loi de Nernst
 HYPERLINK \l "_Toc318642684" 3°) Diagramme de prédominance
 HYPERLINK \l "_Toc318642685" 4°) Constante d’équilibre
 HYPERLINK \l "_Toc318642686" 5°) Prévision du sens d’évolution d’une réaction d’oxydoréduction
 HYPERLINK \l "_Toc318642687" IV. Paramètres ayant une influence sur le potentiel d’oxydoréduction
 HYPERLINK \l "_Toc318642688" 1°) Concentration
 HYPERLINK \l "_Toc318642689" 2°) Réactions acide/base, pH
 HYPERLINK \l "_Toc318642690" 3°) Réactions de complexation ou de précipitation

Savoirs et savoir-faire
Ce qu’il faut savoir :
Définir les termes suivants : oxydant, réducteur, réaction d’oxydoréduction, pile, demi-pile, électrode, anode, cathode, potentiel d’oxydoréduction, force électromotrice, nombre d’oxydation d’un élément, dismutation.
Enoncer les règles de détermination du nombre d’oxydation d’un élément à partir de la formule de Lewis ou pour un édifice polyatomique dans lequel les atomes d’un même élément sont tous équivalents.
Présenter les méthodes d’ajustage des coefficients stoechiométriques pour les demi-équations électroniques (milieu acide ou basique).
Présenter la pile Daniell (couples, polarité, mouvement de charges, équation de fonctionnement).
Donner la loi de Nernst (formes littérale et numérique) sur des exemples.
Donner la condition d’équilibre d’un système oxydant/réducteur.
Présenter la technique de potentiométrie : différents types d’électrodes et comment les choisir.
Présenter le titrage des ions Fe2+ par les ions Ce4+ en milieu acide : équation de la réaction de titrage, constante d’équilibre, relation à l’équivalence, repérage de l’équivalence par potentiométrie ou colorimétrie, établissement des équations des courbes E = f(Vversé) (après le TP).


Ce qu’il faut savoir faire :
Calculer le nombre d’oxydation d’un élément.
Etudier une pile.
Calculer la constante d’équilibre d’une réaction d’oxydo-réduction.
Calculer un potentiel redox standard apparent.
Exploiter un titrage redox.
Erreurs fréquentes / Conseils :
Pour pouvoir utiliser la relation de Nernst, il est nécessaire que la demi-équation soit correctement écrite et équilibrée avec des ions H+ car les potentiels standard sont définis en milieu très acide (pH = 0).
Vérifier toujours qu’il ne reste pas d’électrons dans l’équation d’une réaction redox.
La relation de Nernst donnant le potentiel redox à l’équilibre, il est nécessaire que l’ensemble des espèces apparaissant dans l’équation de réaction soient présentes. C’est en particulier vrai si un solide apparaît dans cette équation.
Pour les questions expérimentales, ne jamais mentionner l’ESH comme électrode de référence : c’est une électrode fictive. En laboratoire, on utilise beaucoup l’ECS (éventuellement protégée en cas de présence d’ions Ag+ par exemple).
Il faut bien faire la distinction entre domaine de prédominance (pour un soluté) et domaine d’existence (pour un précipité par exemple). Sinon parler de domaine de stabilité.
Deux espèces ayant des domaines de stabilité disjoints ne peuvent coexister de façon durable. Elles réagissent entre elles selon une réaction thermodynamiquement favorisée (K° > 1).
Il faut connaître le titrage classique du diiode par les ions thiosulfate S2O32-. On utilise comme indicateur coloré, tout près de l’équivalence, l’empois d’amidon qui forme un complexe bleu avec I2.
Application du cours
Application 1 : Détermination du nombre d’oxydation d’un élément chimique
Donner le nombre d’oxydation des différents éléments dans les espèces chimiques suivantes :
1°) Fe, Na+, Fe3+, Cl-, Ca2+
2°) O2, HCl, CO2, H2O, CH4, H2O2, HO-
3°) UO2, UO3, HClO4, ClO4-, ClO3-
Application 2 : Equation d’une réaction d’oxydoréduction
1°) Ecrire l’équation de la réaction entre l’oxydant MnO4- et CN- en milieu acide puis en milieu basique. Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont MnO4-/Mn2+ et CNO-/CN-.
2°) Equilibrer en milieu acide la réaction d’oxydoréduction engageant les coupes NO3-/NO2 et Cu2+/Cu et témoignant de l’oxydation du cuivre Cu par les ions nitrate NO3-.
3°) Equilibrer en milieu basique la réaction d’oxydoréduction engageant les coupes BrO3-/BrO- et IO3-/I2 et témoignant de l’oxydation du diode I2 par les ions bromate BrO3-.
Application 3 : Constante d’équilibre
On considère l’action des ions permanganate MnO4- sur les ions fer (II) Fe2+ ; Exprimer la constante d’équilibre Keq (à 25°C) de la réaction en fonction des potentiels standard des 2 couples redox mis en jeu.

Exercices
Exercice 1 : Calcul de nombres d’oxydation
1. a) Donner le nombre d’oxydation de l'élément chrome au sein des espèces suivantes : Cr, Cr2+, Cr3+.
b) Représenter la formule de Lewis des édifices suivants et déterminer le nombre d’oxydation de l'élément chrome : CrO42-, Cr2O72- (on précise qu'il n'y a pas de liaison Cr-Cr dans l'ion dichromate).
Donner le nombre d’oxydation de l'élément phosphore au sein des édifices suivants :
H3PO4, PC15, P4, P2O5
On considère les espèces O2, H2O2, H2O.
a) Donner le nombre d'oxydation de l'élément oxygène dans chaque espèce.
b) Quels sont les couples Ox/Red envisageables à partir des espèces précédentes ?
4. Donner le nombre d’oxydation des différents éléments dans les composés suivants :
AgCl (s), CuCl42-(aq), Fe(OH)3 (s), Fe2O3 (s), Hg2Cl2 (s).
Données : Z(Cr) = 24 ; Z(O) = 8 ; Z(P) = 15 ; O est plus électronégatif que Cr et P.
Exercice 2 : Nombre d’oxydation du soufre
Calculer le nombre d'oxydation de l'élément oxygène dans les espèces SO2, SO42-, SO3, sans représenter la formule de Lewis de ces édifices.
On considère les espèces S2O32- et S4O62-.
a) Calculer le nombre d'oxydation de l'élément soufre dans ces espèces avec la méthode précédente.
b) Écrire la formule de Lewis de S2O32- et S4O62- et déterminer le nombre d'oxydation de chacun des atomes de soufre. Commenter.
Exercice 3 : Etablir une demi-équation électronique
1. Établir la demi-équation électronique des couples suivants en milieu acide :
Fe3+(aq)/Fe2+(aq); IO3-(aq)/I-(aq); MnO4-(aq)/Mn2+(aq); Fe(CN)63-(aq)/Fe2+(aq); Hg2Cl2(s)/Hg(s).
2. Établir la demi-équation électronique des couples suivants en milieu basique :
MnO4-(aq)/Mn2+(aq) ; Al(OH)4-(aq)/Al(s)
Exercice 4 : Etude de piles à combustible
1. On réalise une pile à dihydrogène et dioxygène, dont on donne la représentation ci-dessous.
a) Quelles sont les réactions susceptibles de se produire à chaque électrode ? Quelle électrode constitue l'anode, la cathode ?
b) Écrire la réaction chimique qui modélise la transformation qui se déroule lorsque la pile fonctionne. En déduire un avantage majeur des piles à combustible.
c) Calculer la force électromotrice de la pile dans les conditions de fonctionnement présentées sur le schéma ci-dessous.
Données : E°O2/H2O = 1,23 V et E°H+/H2 = 0,00 V à pH = 0.







2°) On envisage un second dispositif plus pratique à mettre en œuvre : la pile eau oxygénée - méthanol.
Le méthanol s'oxyde en ion carbonate CO32-. Écrire les réactions se produisant à chaque électrode.
On observe à la cathode un dégagement de O2. À quoi est-il dû ? Écrire l'équation de la réaction.
Que devient le dioxygène ainsi formé à l'électrode ?
Données : E°O2/H2O = 1,23 V et E°H+/H2 = 0,00 V à pH = 0.Couples H2O2/H2O et O2/H2O2.
Exercice 5 : Pile de concentration
1°) On réalise la pile ci-contre en associant deux demi-piles chacune composée d'une électrode de fer et d'une solution de sulfate ferreux (Fe2+,SO42-) à une concentration donnée. Le potentiel standard du couple Fe2+/Fe est E° = -0,44V.





Calculer les potentiels de chaque électrode.
En déduire l'attribution anode, cathode.
Quel est l'état final ? Déterminer la composition de chaque solution dans l'état final.
2°) On réalise maintenant un autre type de pile de concentration qui est la pile d'aération différentielle (ou pile d'Evans). Dans chacun des compartiments, un gaz (O2 ou N2) barbote dans de l'eau acidifiée. Quel est le réactif dont la concentration varie ? Par analogie avec la question 1, en déduire le principe de fonctionnement de la pile.








3°) Lorsqu'une pièce métallique est partiellement immergée dans une solution dont la surface est au contact de l'air, c'est la partie immergée qui se corrode (oxydation du fer en fer(II)). Expliquer pourquoi.
Exercice 6 : Equilibre de dismutation de NO2
1°) Écrire la demi-équation de transfert électronique et la relation de Nernst correspondante pour le couple oxydoréducteur NO3- (aq)/NO2 (g) auquel on associe le potentiel standard E°1.
Faire de même avec le couple NO2 (g)/NO2- (aq) de potentiel standard E°2.
2. En présence d'eau le dioxyde d'azote peut se dismuter en ions nitrates et nitrites suivant la réaction 2 NO2 (g) + ± H2O (l) = ² NO3- (aq) + ³ NO2- (aq) + ´ H+ (aq), à l'origine des pluies acides.
a) Ajuster l'équation bilan de cette réaction de dismutation.
b) Exprimer sa constante de réaction K en fonction de la pression partielle PN02 du dioxyde d'azote et des concentrations des espèces en solution aqueuse.
c) Calculer la valeur de K à 25 °C.
Données : E°1(NO3- (aq)/NO2 (g)) = 0,83 V et E°2(NO2 (g)/NO2- (aq)) = 0,85 V .
Exercice 7 : Contrôle d’alcoolémie
Peu après avoir été consommé, l'alcool (éthanol de formule CH3CH2OH) passe dans le sang au niveau de l'intestin grêle. Ensuite, des échanges gazeux s'effectuent dans les alvéoles pulmonaires : le sang se charge en dioxygène et se libère du dioxyde de carbone ainsi que d'une partie de l'alcool. Ces vapeurs sont expirées dans l'air, avec une concentration en alcool 2 100 fois inférieure à celle du sang.
Les alcootests jetables sont constitués d'un sachet gonflable de capacité 1 L et d'un tube en verre contenant des cristaux jaunes de dichromate de potassium K2Cr2O7 en milieu acide. Ceux-ci se colorent en vert au contact de l'alcool.
Écrire l'équation responsable du changement de couleur.
Quelle est l'espèce oxydée ? Quelle est l'espèce réduite ?
Calculer la constante d'équilibre de la réaction. Commenter.
a) Déterminer la quantité de matière d'alcool expirée par litre d'air dans l'hypothèse d'une alcoolémie de 0,50 g d'alcool par litre de sang.
b) En déduire la masse de dichromate de potassium devant être placée avant le trait de jauge afin que celui-ci indique le seuil limite des 0,50 g d'alcool par litre de sang.
Données: E°1(Cr2O72-/Cr3+) = 1,33V ; E02(CH3COOH/CH3CH2OH ) = 0,19 V ;
Mc= l2,0 g.mol-l; MO = 16,0 g.mol-l; MH = 1,0 g.mol-l; MK = 39,1 g.mol-l; MCr = 52,0 g.mol-l.
Exercice 8 : Influence du pH
On considère le couple MnO4-/Mn2+.
Calculer le potentiel standard de ce couple, sachant que E°](MnO4-/MnO2) = 1,70 V et E°2(MnO2/ Mn2+) = 1,23 V.
Le potentiel standard apparent est le terme dans l'expression de Nernst qui regroupe le potentiel standard et un terme dépendant du pH.
Donner l'expression du potentiel standard apparent E°' pour le couple MnO4-/ Mn2+.
Comment varie le pouvoir oxydant des ions permanganate en fonction du pH ?
Exercice 9 : Utilisation de la potentiométrie en travaux pratiques
On place V0 =10 mL d'une solution de sulfate de fer (II) (Fe2+,SO42-) de concentration C0 à déterminer dans un bêcher. On y plonge une électrode de platine et une électrode au calomel saturé, reliées à un voltmètre. Dans la burette on introduit une solution de sulfate cérique (Ce4+ ,2 SO42-) de concentration C = 1,0.10-2 mol. L-1.
1. Comment mesure-t-on le potentiel E de la solution ?
2. Comment justifier l'utilisation de cette réaction pour un titrage ?
3. On détermine Veq = 7,3 mL. Déterminer la concentration C0.
4. Donner les expressions du potentiel avant et après l'équivalence en fonction des potentiels standard, de C, V et de C0, où V est le volume de solution titrante versé.
5. Quelle est la valeur du potentiel de l'électrode de platine à la demi-équivalence ? Commenter.
Données: E°Fe3+/Fe2+ = 0,77V, E°Ce4+/Ce3+ = 1,74V.



















Annexe 1 : Potentiel standard de quelques couples oxydant/réducteur

Annexe 2 : Pile Daniell

Annexe 3 : Echange de particules

Annexe 4 : Différents types d’électrodes
Electrode de première espèce
Electrodes métalliques ou électrodes attaquables : métal en contact avec l’un de ses ions en solution. Il s’agit d’un simple fil d’un métal M plongeant dans la solution. Ces électrodes prennent un potentiel d’électrode caractéristique des couples oxydant/réducteur présents dans la solution, et notamment des couples Mn+/M, calculable par la loi de Nernst à l’équilibre. Elle peut être utilisée comme électrode indicatrice des ions Mn+; elle doit être combinée à une autre électrode, souvent une électrode de référence comme l’électrode au calomel saturée.
Exemple : fil d’argent plongeant dans une solution de nitrate d’argent

Electrodes à gaz : cas d’un élément sous forme gazeuse barbotant dans une solution contenant l’un de ses ions.
Exemple : L’électrode standard à hydrogène est une électrode à bien connaître : C’est une électrode à hydrogène (platine platiné plongeant dans une solution acide au niveau duquel on fait barboter du dihydrogène ; le couple oxydant/réducteur mis en jeu est H3O+/H2) dans les conditions standard, c’est-à-dire :
• le dihydrogène est un gaz parfait sous pression standard P0 = 1 bar ;
• la solution d’acide est idéale et molaire, c’est à dire que sa concentration est [H3O+] = 1 mol.L-1 et son activité vaut a(H3O+) = 1 (c’est-à-dire pH = 0,0).
 
1 M = 1 mol.L-1

Remarque : On sait que de telles conditions standard n’existent pas dans la réalité. L’E.S.H. n’existe pas : on accède à son potentiel par des extrapolations à partir du comportement d’électrodes à hydrogène réelles.
Electrode de seconde espèce
Electrode métallique en contact avec un sel peu soluble de ce métal et un sel à anion commun.
Exemple :

L’électrode au calomel saturée fait intervenir du calomel (précipité de chlorure de mercure (I) Hg2Cl2 (s)). Une électrode au calomel est constituée d’une électrode de platine au contact de mercure liquide métallique. Le mercure au contact du calomel situé au-dessus d’une solution contenant des ions chlorure Cl- (typiquement du chlorure de potassium). Lorsque la solution de chlorure de potassium est saturée, l’électrode est une électrode au calomel saturée (ECS). Si la solution de chlorure de potassium est saturée alors la concentration des ions chlorure est constante dans le milieu et le potentiel de l’ECS est constant (0,246 V à 25°C). On peut alors utiliser l’ECS comme une électrode de référence. Attention, si la solution dans laquelle est plongée l’ECS contient des ions Ag+, l’électrode ne sera plus directement utilisable du fait de la formation d’un précipité de chlorure d’argent.
Electrode de troisième espèce
Electrode constituée par un métal inerte (inattaquable tel le platine) plongé dans une solution contenant l’oxydant et le réducteur d’un même couple. elle prend un potentiel d’électrode caractéristique des couples oxydant/réducteur présents dans la solution, calculable par la loi de
Nernst à l’équilibre. Elle peut être utilisé comme électrode indicatrice des espèces oxydoréductrices en présence ; elle doit être combinée à une autre électrode, souvent une électrode de référence comme l’électrode au calomel saturé.

Exemple : fil de platine plongeant dans une solution contenant des ions fer (III) Fe3+ et fer (II) Fe2+.

Annexe 5 : Une électrode de mesure utilisée en pH-métrie
Un pHmètre d’usage courant utilise comme électrode de référence l’électrode au calomel saturé et comme électrode indicatrice de pH une électrode de verre toutes deux plongées dans la solution de pH inconnu.
 SHAPE \* MERGEFORMAT  
Son principe de fonctionnement repose sur la différence de concentration en ions hydronium (H3O+) existant de part et d'autre d'une membrane de verre très fine (environ 0,1mm). Un échange s’établit au niveau de la membrane de verre entre les ions H3O+ de référence et les ions H3O+ de la solution dans laquelle est immergée l’électrode. Cet échange très minime n’affecte pas la composition de la solution et génère un potentiel électrique, appelé potentiel de membrane. Celui-ci est une fonction affine du pH de la solution aqueuse dans laquelle l'électrode est plongée.
Everre = a - b.pH
On mesure entre l’électrode de verre et l’ECS une tension U :
U = Everre – EECS = A – b.pH
L’appareil est directement gradué en pHmètre et on realise à l’aide de deux solutions de pH connu un réglage préalable $%&6Š‹ÈÉÊÏÜçèéê
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