chapitre i : reactions chimiques et energie ... - Loire Cambodge
CORRIGE de CHIMIE 2002 .... de gaz renferme 80 % de méthane, 10 % d'éthane
, 2% de propane et 8% de butane (composition volumique centésimale).
part of the document
MBED Equation.3 2 Al3+ + 3 Ni
2. D'après l'équation bilan : EMBED Equation.3 d'où : nAl = EMBED Equation.3 nNi et nAl = nAl3+
la masse de dépôt métallique est : mNi = 1,76g MNi = 58,7g.mol-1
Quantité de nickel : nNi = EMBED Equation.3 nNi = EMBED Equation.3 mol
nAl3+ = EMBED Equation.3 = 2,0.10-2 mol
Concentration en ions Al3+ : EMBED Equation.3 = EMBED Equation.3 V = 250 cm3 = 2,5.10-1 L
EMBED Equation.3 = EMBED Equation.3 Concentration en ions Al3+ en fin de réaction : EMBED Equation.3
3. D'après l'équation bilan , les quantités de matière en ions nickel et ions aluminium obéissent à l'équation : EMBED Equation.3
la réaction se fait sans variation de volume, pour les concentrations on peut donc écrire : EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
Concentration en ions Ni2+ initialement présents : EMBED Equation.3
2 Ex. 15 p.36
Dans une solution de chlorure de mercure (II) (Hg2+ + 2 Cl-), on immerge de la tournure de cuivre.
1. Ecrire l'équation bilan de la réaction.
2. Le précipité bleu obtenu par action d'une solution d'hydroxyde de sodium sur 100 mL de solution, lavé et séché, a une masse de 1,95 g.
Quelle est la concentration des ions Cu2+ à la fin de la réaction ?
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(H) = 1 ; M(O) = 16 ; M(Cu) = 63,5.
_____________________________
Le cuivre est plus réducteur que le mercure : il y a réaction avec formation d'ions Cu2+ et de mercure Hg :
Hg2+ + 2 e- ( Hg
Cu ( Cu2+ + 2 e-
Bilan : Hg2+ + Cu EMBED Equation.3 Hg + Cu2+
2. Le précipité bleu est un précipité d'hydroxyde de cuivre.
Equation bilan de la réaction de précipitation : Cu2+ + 2 OH- EMBED Equation.3 Cu(OH)2
Si m est la masse du précipité d'hydroxyde de cuivre et M sa masse molaire :
EMBED Equation.3 M = MCu + 2 (MO + MH) M = 63,5 + 2.17 = 97,5 g.mol-1
EMBED Equation.3
D'après l'équation bilan : EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
Concentration en ions Cu2+ : [ Cu2+ ] = EMBED Equation.3
La réaction se fait sans changement de volume : V = 100 mL = 1.10-1 L
[ Cu2+ ] = EMBED Equation.3 [ Cu2+ ] = 2,0.10-1 mol.L-1
3 Ex.17 p.36
On prépare une solution de sulfate de cuivre en dissolvant 3,19 g de ce solide pur et anhydre dans 500 cm3 d'eau.
Quelle est la concentration de cette solution ?
On verse de la limaille de fer, en large excès, dans cette solution.
Que se passe-t-il ? Ecrire l'équation bilan de la réaction.
Calculer la masse du dépôt métallique obtenu .
On filtre, et on verse ensuite dans le filtrat obtenu, une solution d'hydroxyde de sodium; on observe la formation d'un précipité vert.
Quel est ce précipité ? Calculer sa masse.
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(H) = 1 ; M(O) = 16 ; M(S) = 32 ; M(Fe) = 56 ; M(Cu) = 63,5.
__________________________
Masse molaire du sulfate de cuivre anhydre : MCuSO4 = MCu + MS + 4 MO
MCuSO4 = 63,5 + 32 + 4,16 = 159,5 g.mol-1
EMBED Equation.3 EMBED Equation.3 V = 500 cm3 = 5,0.10-1 L
Concentration de la solution : C = EMBED Equation.3 C = 4,0.10-2 mol.L-1
Dissolution du sulfate de cuivre : CuSO4 EMBED Equation.3 Cu2+ + SO42-
D'après la table des potentiels standards, le fer est plus réducteur que le cuivre : il y a réaction
le fer est en excès : tous les ions cuivre réagissent.
Cu2+ + 2 e- ( Cu
Fe ( Fe2+ + 2 e-
Cu2+ + Fe EMBED Equation.3 Cu + Fe2+
Masse m du dépôt de cuivre :
d'après les équations bilan : EMBED Equation.3 : nCu =2,0.10-2mol
m =nCu.MCu m = 2,0.10-2x 63,5 m = 1,27 g
On filtre et on obtient une solution de sulfate de ferII : Fe2+ + SO42-. On verse une solution d'hydroxyde de sodium : il y a formation d'un précipité vert d'hydroxyde de ferII de masse m' : : Fe2+ + 2 (OH)- EMBED Equation.3 Fe(OH)2
D'après l'équation bilan : EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
M = MFe + 2(MO + MH) M = 56 + 34 = 90 g.mol-1
m' = EMBED Equation.3 m' = 2,0.10-2 x 90 m = 1,80 g
4 Ex. 19 p. 37
1. On prépare une solution de nitrate d'argent en dissolvant une masse m de ce solide pur et anhydre dans 1 litre d'eau.
Un prélèvement de 50 mL de cette solution donne 2,87 g de précipité blanc par réaction avec une solution d'hydroxyde de sodium en excès.
Quelle est la concentration de la solution de nitrate d'argent ?
Quelle est la masse m de solide qui a été dissoute ?
2. On verse, dans 150 mL de la solution de nitrate d'argent précédente, 0,405 g de poudre d'aluminium.
Quelle est la masse du dépôt métallique obtenu, si on admet que la réaction est totale ?
Reste-t-il des ions Ag+ en solution ? Si oui, calculer leur concentration.
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(N) = 14 ; M(O) = 16 ; M(Al) = 27 ;
M(Cl) = 35,5 ; M(Ag) = 108
___________________________
1.
Dissolution du nitrate d'argent : AgNO3 EMBED Equation.3 Ag+ + NO3-
On verse une solution de chlorure de sodium : il y a formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent : Ag+ + Cl- EMBED Equation.3 AgCl
Le chlorure de sodium est en excès : tous les ions Ag+ réagissent .
Masse molaire du chlorure d'argent :
M = M(Ag) + M(Cl) ; M = 108 + 35,5 = 143,5 g.mol-1
D'après les équations bilan : EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
Concentration de la solution de nitrate d'argent : C = EMBED Equation.3
V = 50 mL = 5.10-2 L EMBED Equation.3 C = 4,0.10-1 mol.L-1
b) masse de nitrate d'argent dissoute dans 1 litre : m = n. EMBED Equation.3
EMBED Equation.3 = M(Ag) + M(N) + 3M(O) EMBED Equation.3 = 108 + 14 + 3,16 = 170 g.mol-1
C = 4,0.10-1 mol.L-1 dans 1 litre : n = 4,0.10-1 mol
m= 4,0.10-1.170 = 6,80 g m = 6,80 g
2.
a) l'aluminium est plus réducteur que l'argent: il y a réaction et dépôt d'argent 3 Ag+ + Al EMBED Equation.3 3 Ag + Al3+
d'après l'équation bilan : EMBED Equation.3 nAg = 3 nAl
EMBED Equation.3
nAg = 3x1,5.10-2 = 4,5.10-2 mol
mAg = nAg.M mAg = 4,5.10-2.108 mAg = 4,86 g
b) Avant réaction, dans 150 mL de solution, il y avait :
n0 = C.V; n0 = 4,0.10-1.1,5.10-1 = 6,0.10-2mol d'ions Ag+
nombre d'ions Ag+ayant réagi : n = 3 nAl = 4,5.10-2 mol
il reste nf = (6,0 4,5).10-2 = 1,5.10-2 mol dans150 mL de solution
Concentration : [Ag+] = EMBED Equation.3 [Ag+] = 1,0.10-1mol.L-1
5 Ex. 20 p.37
1. Pour déterminer la concentration d'une solution de sulfate de cuivre, on verse une solution d'hydroxyde de sodium dans 100 mL de cette solution. Qu'observe-t-on ?
La masse du solide formé est de 3,9 g. Quelle est la concentration en ions Cu2+de la solution de sulfate de cuivre ?
2. De l'étain en poudre, plongé dans 200 cm3 de la solution de sulfate de cuivre, se recouvre d'un dépôt rouge brique.
Ecrire l'équation bilan de la réaction
En admettant que la réaction est totale, quelle est la concentration des ions Sn2+ à la fin de la réaction ?
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(H) = 1 ; M(O) = 16 ; M(Cu) = 63,5 ;
M(Sn) = 118,7
_________________________
En versant une solution d'hydroxyde de sodium dans une solution de sulfate de cuivre on observe un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre Cu(OH)2.
Cu2+ + 2 OH- EMBED Equation.3 Cu(OH)2
Soit n la quantité d'ions Cu2+D'après l'équation bilan EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
M = M(Cu) + 2 M(OH) M = 63,5 + 2.17 =97,5 g
EMBED Equation.3 n = 4,0.10-2 mol
Dissolution du sulfate de cuivre : CuSO4 ( Cu2+ + SO42- donc [Cu2+] = C concentration
de la solution en sulfate de cuivre : EMBED Equation.3 V = 100 mL = 1,0.10-1 L
EMBED Equation.3 C = 4,0.10-1 mol.L-1
a) L'étain est plus réducteur que le cuivre : il y a réaction entre les ions Cu2+ et l'étain et le dépôt rouge brique est un dépôt de cuivre.
Cu2+ + 2 e- ( Cu
Sn ( Sn2+ + 2 e-
Sn + Cu2+ EMBED Equation.3 Sn2+ + Cu
b) D'après l'équation bilan : EMBED Equation.3
La réaction se fait sans variation de volume : [Sn2+] = [Cu2+] = 4,0.10-1mol.L-1
[Sn2+] = 4,0.10-1mol.L-1
Action des solutions acides sur les métaux
Dans tous les exercices qui suivent lion hydronium H3O+ sera noté sera noté H+ pour simplifier lécriture.
1 Ex. 7 p.50
L'acide sulfurique commercial contient 98% de sa masse d'acide pur.
1. Quelle masse d'acide du commerce faut-il pour préparer 1 litre de solution d'acide sulfurique de concentration 1 mol.L-1 ?
Ecrire l'équation bilan de la réaction de l'acide sulfurique avec l'eau.
Quelle est la concentration des ions H+ présents en solution ?
3. Cette solution est utilisée pour oxyder 1,8 g de nickel.
Quel est le volume de dihydrogène dégagé, mesuré dans les conditions normales, quand tout le nickel a disparu ?
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(H) = 1 ; M(O) = 16 ; M(S) = 32 ; M(Ni) = 58,7.
________________________________
1. Masse molaire de l'acide sulfurique H2SO4 : M = 2M(H) + M(S) +4M(O)
M = 2+32+4.16 =98 g.mol-1
Dans un volume V = 1L de solution de concentration C = 1 mol.L-1, il y a :
n = CV mol n = 1 mol et m = M = 98 g
Masse d'acide sulfurique commercial à prélever : EMBED Equation.3 m' = 100 g
2. Réaction de dissolution de l'acide sulfurique : H2SO4 EMBED Equation.3 2H+ + SO42-
[H+] = 2C [H+] = 2 mol.L-1
L'ion H+ est plus oxydant que l'ion Ni2+ : il y a oxydation du nickel et dégagement de dihydrogène :
2 H+ + 2 e- ( H2
Ni ( Ni2+ + 2 e-
Bilan : 2 H+ + Ni EMBED Equation.3 H2 + Ni2+
Masse de nickel : mNi = 1,8 g nNi = EMBED Equation.3
nNi = EMBED Equation.3 nNi = 3,1.10-2 mol
d'après l'équation-bilan : EMBED Equation.3 = nNi EMBED Equation.3 = 3,1.10-2 mol
volume de dihydrogène dégagé : v = nV0
V0 = 22,4 L.mol-1 v = 6,9.10-1 L
2 Ex. Nathan 16 p.52
On verse une solution d'acide sulfurique dilué sur 15g d'un mélange de cuivre et de fer en poudre.
Ecrire l'équation bilan de la réaction qui s'effectue
Le volume de dihydrogène dégagé, dans les conditions normales, est de 4,48L. Quelle est la masse de chacun des métaux constituant le mélange ?
Quelle est la composition centésimale massique du mélange ?
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(Fe) = 56 ; M(Cu) = 63,5
___________________________
Le fer est plus réducteur que l'hydrogène : le fer réagit avec les ions H+
2 H+ + 2 e- ( H2
Fe ( Fe2+ + 2 e-
Fe + 2 H+ EMBED Equation.3 Fe2+ + H2
le cuivre est moins réducteur que l'hydrogène, il n'y a pas de réaction entre le cuivre et les ions H+.
2. EMBED Equation.3 = 4,48 L EMBED Equation.3 V0 = 22,4 L.mol-1
EMBED Equation.3 EMBED Equation.3 2,0.10-1 mol
d'après l'équation bilan : EMBED Equation.3 nFe nFe = 2,0.10-1mol
mFe = nFe.MFe mFe = 2,0.10-1x 56 mFe = 11,2 g
masse de cuivre mCu = 15 11,2 = 3,8 g
Dans 15 g du mélange fer-cuivre, il y a 11,2g de fer et 3,8g de cuivre.
%fer : EMBED Equation.3 = 74,7%
%cuivre : EMBED Equation.3 = 25,3 %
En masse, le mélange contient 74,7 % de fer et 25,3 % de cuivre
3 Ex. 20 p.52
Le zamak-5 est un alliage de zinc, d'aluminium (4%), de cuivre 1 %), et de magnésium (0,05 %). Si on attaque cet alliage par une solution acide, quelles sont les réactions qui ont lieu ? Ecrire les équations bilan correspondantes.
Reste-t-il un résidu solide ?
Quel volume de solution d'acide chlorhydrique, de concentration 1 mol.L-1, faut-il pour oxyder un échantillon de 5 g de l'alliage ?
Quelles sont les concentrations des ions présents dans la solution en fin de réaction?
Masses molaires atomiques en g.mol-1 :
M(Mg) : 24,3 ; M(Al) = 27 ; M(Cu) = 63,5; M(Zn) = 65,4
_____________________________
Le zinc, l'aluminium et le magnésium sont plus réducteurs que l'hydrogène : ils sont oxydés par les ions H+ d'une solution. acide.Le cuivre ne réagit pas.
Zn + 2 H+ EMBED Equation.3 Zn2+ + H2
2 Al + 6 H+ EMBED Equation.3 2 Al3+ + 3 H2
Mg + 2 H+ EMBED Equation.3 Mg2+ + H2
Si la solution acide est en excès, toutes les quantités de zinc, d'aluminium et de magnésium vont réagir et les ions métalliques correspondants seront en solution ; il reste un résidu solide : le cuivre.
Dans 5 g d'alliage il y a
- 4 % d'aluminium : 4.10-2 x 5 = 2.10-1 g
1 % de cuivre : 1.10-2 x 5 = 5.10-2 g
0,05 % de magnésium : 0,05.10-2 x 5 = 2,5.10-3 g
100- (4 + 1 + 0,05) = 94,95 % de zinc soit 4,725 g .
quantité de matière de chaque métal réagissant : n = EMBED Equation.3
aluminium : nAl = EMBED Equation.3 nAl = EMBED Equation.3 nAl = 7,4.10-3 mol
magnésium : nMg = EMBED Equation.3 nMg = EMBED Equation.3 nMg = 1.10-4 mol
zinc : nZn = EMBED Equation.3 nZn = EMBED Equation.3 nZn = 7,2.10-2 mol
d'après les équations bilan : nZn = EMBED Equation.3 nAl = EMBED Equation.3 nMg = EMBED Equation.3
au total : EMBED Equation.3 = 2 nZn + 3 nAl + 2 nMg
EMBED Equation.3 = 2(7,2.10-2) + 3(7,4.10-3) + 2(1.10-4) = 1,67 .10-1 mol
quantité de solution d'acide chlorhydrique n = EMBED Equation.3 = 1,67 .10-1 mol
volume de solution correspondante : V = EMBED Equation.3 ; C = 1 mol.L-1 ; V = 1,67 .10-1 L
il faut 167 mL de solution d'acide chlorhydrique de concentration 1 mol.L-1 pour oxyder 5 g d'alliage.
3. concentration de chaque espèce : C = EMBED Equation.3 V = 1,67.10-1 L
ions aluminium Al3+ : EMBED Equation.3 = nAl = 7,4.10-3 mol [Al3+] = EMBED Equation.3
[Al3+] = 4,4.10-2 mol.L-1
ions magnésium Mg2+ : EMBED Equation.3 = nMg = 1.10-4 mol [Mg2+] = EMBED Equation.3
[Mg2+] = 6,0.10.-4 mol.L-1
ions zinc Zn2+ : EMBED Equation.3 = nZn = 7,2.10-2 mol [Zn2+] = EMBED Equation.3
[Zn2+] = 4,3.10-1 mol.L-1
4 Bordas 19 p59
Magnésium et acide sulfurique
On verse une solution contenant 0,20 mol dacide sulfurique dans un erlenmeyer contenant 0,20 mol de magnésium métal
1. Calculer les quantités de matière EMBED Equation.3 lorsque la réaction est terminée.
2. Quelle quantité dacide chlorhydrique faudrait-il verser pour obtenir la même quantité dions Mg2+ ?
_________________________
1. Les couples mis en jeu sont H+/H2 et Mg2+/Mg
Loxydant le plus fort, H+, réagit avec le réducteur le plus fort, Mg
Demi-équations électroniques : 2H++ 2e-( H2
Mg ( Mg2+ + 2e-
Equation bilan: 2H+ + Mg ( H2 + Mg2+
Equation de dissolution de lacide sulfurique : H2SO4 ( 2H+ + EMBED Equation.3
- n représente le nombre de moles introduit. Avant la réaction on dispose donc de :
EMBED Equation.3 dions hydronium
EMBED Equation.3 de magnésium métal
EMBED Equation.3 dions sulfate.
On a EMBED Equation.3 . Les réactifs sont donc dans les proportions stchiométriques ; tout le magnésium introduit va donc réagir.
Lorsque la réaction sera terminée il restera dans le milieu réactionnel
EMBED Equation.3 dions magnésium Mg2+
EMBED Equation.3 ; les ions hydronium ne disparaissent jamais totalement dun milieu aqueux : ils seront présents dans la solution en quantité ultra-minoritaire.
EMBED Equation.3 ; il ny a plus de métal magnésium
EMBED Equation.3 ; les ions sulfate ne participent pas à la réaction rédox : tout ce qui est introduit, par la solution dacide sulfurique, reste en solution ; ils sont « spectateurs ».
2. Pour obtenir la même quantité dions magnésium il faut introduire la même quantité dions hydronium que précédemment. Or daprès léquation de dissolution de lacide chlorhydrique :
HCl ( H+ + Cl- on voit que 1 mol dacide chlorhydrique contient 1 mol dions hydronium. Il faut verser 0,40 mol dacide chlorhydrique.
5 Bordas 20 p 59
Proportions stchiométriques
N°n1 (mol)n2 (mol)11,5.10-23,0.10-223,0.10-21,5.10-233,0.10-21,0.10-2on considère trois expériences dans lesquelles on a versé une quantité n1 dions hydronium sur une quantité n2 de fer pur :
1. Désigner lexpérience où les réactifs ont été introduits dans les proportions stchiométriques
2. Dans quel cas le fer est-il en excès ?
3. Quel est dans chaque cas le nombre n3 de mol de dihydrogène produit ,
________________________
1. Léquation bilan de la réaction qui se produit est :
2H+ + Fe ( H2 (g) + Fe2+
où lon voit que les proportions stchiométriques sont telles que n1 = 2n2
Cest réalisé dans lexpérience N°2
2. Le fer est en excès si n2 > 0,5n1. Cest réalisé dans lexpérience N°1 : avec 1,5.10-2 mol dions hydronium il suffirait de 7,5 . 10-3 mol de fer pour que tout lacide réagisse.
Lexcès de fer est donc 3,0.10-2 - 7,5.10-3 = 2,3.10-2 mol
3. n3 = n2 si le dihydrogène est en excès ou si les proportions sont stchiométriques
n3 = 0,5n1 si le fer est en excès ou si les proportions sont stchiométriques
cas N°1 : le fer est en excès n3 = 0,5n1 n3 = 0,5(1,5.10-2) n3 = 0,75.10-2 mol
cas N°2 : les proportions sont stchiométriques n3 = n2 n3 = 1,5.10-2 mol
cas N°3 : le dihydrogène est en excès n3 = n2 n3 = 1,0.10-2 mol
6 Bordas 29 p72
La soudure des plombiers
La soudure des plombiers est un alliage de plomb et détain à 25% détain (en masse)
Cette soudure est attaquée par les solutions aqueuses dacide chlorhydrique et dacide sulfurique.
1. a Quels sont les couples redox mis en jeu dans cette réaction ,
b Peut-on classer ces couples ?.
2. Quelle masse de soudure pourrait être dissoute par 50 mL de solution à 2 mol.L-1 dacide chlorhydrique ?
3. Quel volume de dihydrogène, mesuré dans les conditions normales de température et de pression se dégagerait-il ?
M(Pb) = 207,2 g.mol-1 ; M(Sn) = 118,7 g.mol-1 ; Vm = 22,4 L. mol-1
_________________________________
.1.a. Les couples mis en jeu sont :
H+ | H2 ; Pb2+ | Pb Sn2+ | Sn
1.b. Comme létain et le plomb sont attaqués par les solutions acides, on peut en déduire que ces métaux sont plus réducteurs que le dihydrogène.
2. Les équations bilan correspondantes
Sn + 2 H+ ( H2 + Sn2+
n1 mol de Sn réagit avec 2n1 mol de H+
Pb + 2 H+ ( H2 + Pb2+
n2 mol de Pb réagit avec 2n2 mol de H+
Les quantités attaquées sont n1 + n2 la quantité de H+qui réagit est n = 2(n1 + n2) (*)
n = cV n = 2x50.10-3 = 0,10 mol
Les quantités attaquées sont telles que :
n1 + n2 = ½ n = ½ (2,0 x 50.10-3) = 0,05 mol
En supposant que les deux métaux sont attaqués à la même vitesse, les proportions oxydées sont identiques aux proportions de lalliage.
Si m est la masse de soudure que lon peut dissoudre avec 50 mL d'acide chlorhydrique à 2 mol/L :, les quantités détain et de plomb sexpriment par :
EMBED Equation.3 EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
Daprès (*) : n1 + n2 = ½ n EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
Numériquement :
EMBED Equation.3 m= 8,7 g
Compte tenu de la précision des données, la solution dacide chlorhydrique peut, en théorie, dissoudre 9 g de soudure.
La quantité dhydrogène dégagé ngaz = ½ n ce qui correspond au volume V = ½ n.Vm
Numériquement : V = 0,05 x 22 ;4 V = 11,2 L
III Potentiels redox
Pour résoudre les exercices, utiliser le tableau de classification des potentiels standard des couples rédox du livre page 27
1 Ex.12 p.68 Nathan Exo en khmer (Elisabeth)
Soit la pile : : Mg%Mg2+ Q% Cu2+%Cu ( . La f.é.m. de cette pile, dans les conditions standard, vaut E = 2,71 V. Quel est le potentiel standard du couple Mg2+/Mg, si celui du couple Cu2+/Cu vaut :
E°(Cu2+/Cu)= 0,34V
Calculer la f.é.m. de la pile construite à partir des couples Mg2+/Mg et Fe2+/Fe, connaissant le potentiel standard :E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V Ecrire l'équation bilan de la réaction qui se produit quand cette pile débite.
____________________________
La f.é.m. de la pile est égale à la différence entre le potentiel du couple Cu2+/Cu , pôle positif, et celui du couple Mg2+/Mg, pôle négatif.
E = E°( Cu2+/Cu) E°( Mg2+/Mg).
E°( Mg2+/Mg) = E°( Cu2+/Cu) - E E°( Mg2+/Mg) = 0,34 2,71
E°( Mg2+/Mg) = - 2,37 V
Le pôle négatif de la pile est constitué par le métal le plus réducteur, métal qui appartient au couple de plus faible potentiel redox. C'est donc l'électrode de magnésium qui constitue le pôle négatif et l'électrode de fer le pôle positif.
Schéma de la pile : : Mg %Mg2+ Q% Fe2+%Fe ( f.é.m. de la pile : E = E°(Fe2+/Fe) - E°( Mg2+/Mg) E = -0,44 (-2,37)
E = 1,93 V
Il y a oxydation du magnésium au pôle négatif : Mg ( Mg2+ + 2 e-
Il y a réduction des ions ferII au pôle positif : Fe2+ + 2 e- ( Fe
Bilan : Fe2+ + Mg ( Mg2+ + F
2 Ex. 1p.67 Nathan
Faire le schéma et indiquer la polarité des piles construites à partir des demi piles suivantes: Zn2+/Zn et Sn2+/Sn; Al3+/Al et Cu2+/Cu ; Ag+/Ag et Ni+/Ni.
Ecrire l'équation bilan de la réaction qui a lieu quand les piles débitent
Calculer la f.é.m. de chaque pile supposée réalisée dans les conditions standard.
_________________________
Le pôle positif d'une pile est constitué par le métal le moins réducteur, c'est à dire celui qui fait partie du couple qui a le plus grand potentiel
.
- potentiel des couples : E°( Zn2+/Zn) = -0,76V ; E°( Sn2+/Sn) = -0,14 V
L'électrode en étain va être le pôle positif.
Schéma de la pile (1) : Zn%Zn2+ Q%Sn2+%Sn (
Au pôle négatif de la pile, il y a oxydation : Zn ( Zn2+ + 2 e-
Au pôle positif, il y a réduction : Sn2+ + 2 e- ( Sn
Equation bilan de la pile : Sn2+ + Zn ( Sn + Zn2+
f.é.m. : E1 = E°( Sn2+/Sn) - E°( Zn2+/Zn) E1 = -0,14 (-0,76)
E1 = 0,62 V
-potentiel des couples : E°( Al3+/Al ) = -1,67 V ; E°( Cu2+/Cu ) = 0,34 V L'électrode en cuivre va être le pôle positif. Schéma de la pile (2) : Al%Al3+ Q%Cu2+%Cu (
Au pôle négatif, il y a oxydation de l'aluminium : Al ( Al3+ + 3 e- Au pôle positif, il y a réduction des ions cuivre : Cu2+ + 2 e- ( Cu
Equation bilan de la pile : 3Cu2+ +2Al ( 3Cu + 2Al3+
f.é.m. : E2 = E°( Cu2+/Cu ) - E°( Al3+/Al ) E2 = 0,34 (-1,67)
E2 = 2,01 V
- potentiel des couples : E°( Ag+/Ag ) = 0,80 V ; E°( Ni+/Ni ) = -0,23 V
L'électrode en argent va être le pôle positif. Schéma de la pile (3) : Ni%Ni+ Q%Ag+%Ag (
Au pôle négatif, il y a oxydation du nickel : Ni ( Ni+ + e-
Au pôle positif, il y a réduction des ions argent : Ag+ + e- ( Ag
Equation bilan de la pile : Ag+ + Ni ( Ni+ + Ag
f.é.m. : E3 = E°( Ag+/Ag ) - E°( Ni+/Ni ) E3 = 0,80 (- 0,23)
E3 = 1,03 V
3 Classification des couples : lélément fer
1. Les solutions contenant des ions Fe2+ , soxydent au contact de lair, on obtient des ions Fe3+
Comment peut-on sen rendre compte ?
2. On peut sopposer à cette oxydation en introduisant de la limaille de fer dans la solution.
En déduire la position relative des couples Fe3+/Fe2+ et Fe2+/Fe dans la classification.
3. Ce procédé modifie-t-il la concentration de la solution en ions Fe2+ ?
_______________________________
1. La présence dions Fe (III) peut être détectée en ajoutant quelques gouttes dune solution concentrée de soude selon léquation :
Fe3+ + 3OH- ! Fe(OH)3 On obtient un précipité rouille d hydroxyde de fer (III)
2. Si le fer s oppose à cette oxydation c est qu il peut réduire les ions Fe3+, selon l équation 2 Fe3+ + Fe ! 3 Fe2+
il est donc plus réducteur que les ions Fe2+ :
On en déduit la position relative des couples :
3. Après l écriture des deux demi-équations , écrivons l équation de la réaction d oxydation des ions Fe2+ par l oxygène de l air : O2 + 4H+ + 4e- ! 2H2O
(Fe2+ ! Fe3+ + e-) x 4 ____________________________________
O2 + 4H+ + 4 Fe2+ ! 2H2O + 4Fe3+ (1)
Comparons avec l équation de la réaction de régénération de l ion Fe(II) par le fer 4Fe3+ + 2Fe ! 6 Fe2+ (2)
. L équation-bilan (2) montre que la quantité dions Fe(II) produite correspond à 3/2 de la quantité dions Fe(II) initialement oxydés par la réaction (1). La quantité dions Fe(II) augmente donc [Fe2+] augmente.
4 Nathan 5 p.67 Cet exercice est traduit en khmer (Elisabeth)
On donne les potentiels standard suivants : E°(Cu2+/Cu) = 0,34V ; E°(H+/H2) = 0,00V ; E°(Fe2+/Fe) = -0,44V.
On réalise une pile à partir de 2 de ces demi piles. Quelles sont toutes les possibilités? Pour chaque pile, indiquer la polarité, calculer la f.é.m. et écrire l'équation bilan de la réaction qui s'effectue.
Quelle relation y a-t-il entre ces trois f.é.m. ?
__________________________
1. Association des couples Cu2+/Cu et H+/H2 : le potentiel le plus élevé est celui du couple Cu2+/Cu . L'électrode de cuivre sera donc le pôle positif de la pile. Schéma de la pile : : Pt %H2%H+ Q%Cu2+%Cu (
f.é.m. : E = E°( Cu2+/Cu) E°( H+/H2) E1 = 0,34 V
Au pôle négatif de la pile, il y a oxydation de l'hydrogène : H2 ( 2 H+ + 2e-
Au pôle positif, il y a réduction des ions cuivreII : Cu2+ + 2e- ( Cu
Bilan : Cu2+ + H2 ( Cu + 2H+
Association des couples H+/H2 et Fe2+/Fe : le potentiel le plus élevé est celui du couple H+/H2. L'électrode de platine sera donc le pôle positif de la pile. Schéma de la pile : : Fe %Fe2+ Q%H+%H2 %Pt (
f.é.m. : E = E°(H+/H2) - E°(Fe2+/Fe) E2 = 0,44V
Au pôle négatif de la pile, il y a oxydation du fer : Fe ( Fe2+ + 2e-
Au pôle positif, il y a réduction des ions H+: 2H+ + 2e- ( H2
Bilan : 2H+ + Fe ( H2 + Fe2+
Association des couples Cu2+/Cu et Fe2+/Fe : le potentiel le plus élevé est celui du couple Cu2+/Cu . L'électrode de cuivre sera donc le pôle positif de la pile .
Schéma de la pile : : Fe %Fe2+ Q% Cu2+%Cu (
f.é.m. : E = E°( Cu2+/Cu) E°(Fe2+/Fe) E = 0,34 (-0,44) E3 = 0,78V
Au pôle négatif de la pile, il y a oxydation du fer : Fe ( Fe2+ + 2e-
Au pôle positif, il y a réduction des ions cuivreII : Cu2+ + 2e- ( Cu
Bilan : Cu2+ + Fe ( Fe2+ + Cu
2. On constate que E3 = E1+ E2 : 0,78 V = 0,34 + 0,44 V
Remarque : La f.e.m. obtenue est dautant plus élevée que les potentiels rédox des demi-piles associées sont éloignées sur léchelle des potentiels
5 Nathan p.66
On considère la pile formée en associant les deux demi-piles représentées par Ag+/Ag et Zn2+/Zn dans les conditions standard (concentrations égales à 1 mol.L-1). On donne les potentiels standard : E°Ag+/Ag = 0,80 V ; E°Zn2+/Zn = - 0,76V.
1.Quel est le pôle positif de la pile ? Donner la représentation de la pile.
2.Ecrire l'équation bilan de la réaction qui se produit dans la pile.
3.Calculer la f.é.m. de la pile.
4.Calculer la variation de masse des électrodes quand la pile débite un courant de 20 mA pendant 1 heure.
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(Zn) = 65,4 ; M(Ag) = 108
Nombre d'Avogadro : N = 6,02.1023 mol-1
Charge élémentaire : e = 1,6.10-19 C
______________________________________
1.Le potentiel le plus élevé est celui du couple Ag+/Ag : il y aura donc réduction des ions Ag+ : Ag+ + e- ( Ag et l'électrode d'argent est le pôle positif de la pile.
Il y a oxydation du zinc : Zn ( Zn2+ + 2 e- ; l'électrode de zinc est le pôle négatif de la pile.
Représentation de la pile : Zn%Zn2+ Q%Ag+%Ag (
2. Equation bilan pour la pile : 2 Ag+ + Zn ( 2 Ag + Zn2+
3. Les concentrations sont égales à 1 mol.L-1 : la f.é.m. de la pile est égale à la différence des potentiels standard des 2 couples :
E = E°Ag+/Ag E°Zn2+/Zn ; E = 80 (-0,76) = 1,56 V
E = 1,56 V
4. Quantité d'électricité transportée par un courant d'intensité I pendant une durée t: q = It la quantité d'électrons transportant cette quantité d'électricité est EMBED Equation.3
Au pôle positif de la pile, il y a réduction des ions Ag+ et de largent se dépose sur lélectrode
Ag+ + e- ! Ag : 1mol d argent déposé correspond à 1mol d électrons transportés par le courant électrique : nAg = n La masse du dépôt correspondant est : m = nM
EMBED Equation.3 I = 20.10-3A ; t = 3600 s ; M = 108 g.mol-1 ; N = 6,02.1023mol-1 ; e = 1,6.10-19C ; m en grammes
EMBED Equation.3 m = 8,1.10-2g m = 81 mg
Au pôle négatif de la pile, il y a oxydation du zinc : Zn ! Zn2+ + 2 e-
La quantité de zinc passé à l état d ions est EMBED Equation.3 EMBED Equation.3
Perte de masse de lélectrode de zinc : : mZn = nZn.MZn EMBED Equation.3
Application numérique : EMBED Equation.3 mZn = 2,4.10-2g
mZn = 24 mg
Pendant le fonctionnement de la pile,la masse du dépôt dargent est de 81mg tandis que la masse de lélectrode de zinc diminue de 24mg.
6 Ex.23 p.87 Bordas
Pour comparer les pouvoirs oxydants des cations : magnésium(II) et titane(IV) à celui de l'aluminium(III), on mesure les f.é.m. des deux piles :
: Al %Al3+ (0,1 mol.L-1) Q% Ti4+ (0,1 mol.L-1)%Ti (
: Mg %Mg2+ (0,1 mol.L-1)Q% Al3+%Al (.
E1 = 0,03 V ; E2 = 0,71 V
Si le couple Al3°/Al est la référence, placer les trois couples sur un axe gradué en volts.
Une plaque de magnésium, plongée dans une solution de chlorure de titane(IV) à 0,1mol.L-1 se recouvrira-t-elle d'un dépôt de titane ?
__________________________
1. Pile (1) : le pôle négatif d'une pile est constitué par le métal le plus réducteur : l'aluminium est donc plus réducteur que le titane et le potentiel du couple Ti4+/Ti est supérieur à celui du couple Al3+/Al E°(Ti4+/Ti) > E°(Al3+/Al).
La f.é.m. de la pile est égale à la différence des potentiels redox :
E1 = E°(Ti4+/Ti) - E°(Al3+/Al).
Remarque :la concentration des solutions n'est pas égale à 1 mol.L-1 et ne permettrait pas de calculer la valeur des potentiels standard. Mais les concentrations des deux solutions sont égales, on peut donc comparer les potentiels et faire une classification des couples.
Pile (2) : dans cette pile, l'aluminium constitue le pôle positif : l'aluminium est donc moins réducteur qoe le magnésium et le potentiel du couple Al3+/Al est supérieur à celui du couple Mg2+/Mg E°(Al3+/Al) > E°(Mg2+/Mg)
E2 = E°(Al3+/Al) - E°(Mg2+/Mg)
Si le couple Al3+/Al est pris comme référence, on lui attribue le potentiel 0 :
E°(Ti4+/Ti) = E1 + E°(Al3+/Al)
E°(Ti4+/Ti) = +0,03 V
E°(Mg2+/Mg) = 0 E2
E°(Mg2+/Mg) = - 0,71 V
2. Le magnésium est plus réducteur que le titane : il y a oxydation du magnésium et réduction des ions Ti(IV) : Mg ( Mg2+ + 2e-
Ti4+ + 4e- ( Ti
Bilan : Ti4+ + 2Mg ( Ti + 2Mg2+
La plaque de magnésium va se recouvrir d'un dépôt de titane.
IV Nombre doxydation
Lessentiel
Un élément électronégatif est un élément qui a tendance à attirer les électrons. Une liaison de covalence est polarisée si lun des atomes est plus électronégatif que lautre.
Le nombre doxydation dun élément :
- dans un corps simple est égal à zéro
dans un ion monoatomique est égal à la charge de lion.
Règles pour calculer les n.o. :
La somme des nombres doxydation est nulle dans une molécule, et elle est égale à la charge de lion dans un ion polyatomique.
A part quelques exceptions (H2O2 ,NaH....), dans les composés le n.o. de lhydrogène est égal à +I et celui de loxygène à II.
Les nombres doxydation servent à reconnaître les réactions doxydoréduction et, éventuellement, à les équilibrer. Dans léquation bilan équilibrée dune réaction rédox, la somme des variations des nombres doxydation est nulle.
1 Ex. 14 p.82 Nathan
1.Le nitrate dammonium NH4NO3 est formé dions NH4+ et NO3- : lazote y a deux nombres doxydation différents que lon demande de déterminer.
2. Chauffé à sec, le nitrate dammonium se décompose de manière explosive produisant deux gaz, loxyde N2O et de la vapeur deau.
Montrer quil sagit dune réaction doxydoréduction dans laquelle lazote est à la fois lélément réducteur et lélément oxydant.
Ecrire, dans ces conditions, léquation bilan.
__________________________
1. Nombre doxydation de lazote :
- dans NH4+ : x + IV = +I x = -III
- dans NO3- : x +( VI) = -I x = +V
Dans le nitrate dammonium NH4NO3, lazote a donc bien deux nombres doxydation différents
2. Dans leau et dans loxyde dazote N2O les éléments hydrogène et oxygène ont toujours le même nombre doxydation : +I pour lhydrogène, et II pour loxygène. Ils ne sont donc ni oxydés ni réduits au cours de la réaction.
Nombre doxydation de lazote :
- dans N2O : 2x + (-II) = 0 x = +I
- dans NH4+ :(n.o. = -III) ; dans N2O : (n.o. +I ) : évolution au cours de la réaction : (n.o)1. = +IV l azote a subi une oxydation
- dans NO3- : (n.o. = +V) ; dans N2O : (n.o. + I) : évolution au cours de la réaction (n.o)2. = -IV l azote a subi une réduction
(n.o)1.+ (n.o)2. = 0 1 mol de NH4+ réagit avec 1 mol de NO3-
Equation bilan
NH4++ NO3- ! N2O + 2H2O
L azote est à la fois élément réducteur et élément oxydant
2 Ex.13 p.82 Nathan
Quel est le nombre d oxydation du plomb dans l oxyde Pb3O4 ?
(cet oxyde rouge orangé, appelé minium, est utilisé comme antirouille . Une couche de minium protège les objets en fer de la rouille.)
On trouve un résultat fractionnaire. Cela signifie que le plomb se trouve en fait dans deux états doxydation différents, où les nombres doxydation valent respectivement +II et +IV.
Quelles sont les proportions des atomes de chaque type ?
______________________
Le nombre doxydation de loxygène dans un corps composé moléculaire est égal à II Soit a le nombre de moles datomes de plomb de n.o. égal à +II Soit b le nombre de moles datomes de plomb de n.o. égal à +IV
Dans Pb3O4 a + b = 3 la somme des n.o. est nulle, doù léquation : a(+II) + b(+IV) + 4(-II) = 0 doù le système : EMBED Equation.3 sa résolution conduit à : EMBED Equation.3
Dans le cristal Pb3O4 il y 1 atomes de Pb(IV) pour 2 atomes de Pb(II)
3 Ex.17 p. 83 Nathan
Loxyde de magnésium MgO (poudre blanche que les gymnastes mettent sur leurs mains avant les exercices de barres ou anneaux) peut être réduit à létat de magnésium métal Mg par des réducteurs puissants agissant à haute température, tels le sodium ou le monoxyde de carbone CO. Le sodium soxyde à létat doxyde Na2O, le monoxyde CO à létat de dioxyde CO2. Déterminer les nombres doxydation des éléments participant à chaque réaction et écrire les équations bilan correspondantes.
Laction du difluor sur loxyde de magnésium, à haute température, libère du dioxygène O2, avec formation de fluorure de magnésium MgF2. Montrer quil sagit dune réaction doxydoréduction.
Equilibrer léquation bilan
_____________________________
1. Réaction entre MgO et Na :
Nombre doxydation de l'élément magnésium : dans MgO : +II ; dans Mg : 0
Variation du n.o. : -II
Nombre doxydation de lélément sodium : dans Na : 0 ; dans Na2O : +I
Variation du n.o. : +I
(n.o)Mg = -II ; (n.o)Na = +I
Dans l équation bilan d une réaction d oxydoréduction, la somme des variations des n.o. est nulle
Cette règle est vérifiée si 2mol de Na réagissent avec 1mol de MgO 2Na + MgO ! Na2O + Mg
Réaction entre MgO et CO
Nombre d oxydation de l élément carbone : dans CO , n.o. : +II ; dans CO2 , n.o. : +IV
(n.o)C = +II, de plus (n.o)Mg = -II ; donc
1mol de CO réagit avec 1mol de MgO CO + MgO ! CO2 + Mg
2. Action entre MgO et F2
Nombre d oxydation de l élément fluor :
dans F2 , 0 ; dans MgF2 , -I (MgF2 est un composé ionique formé d ions Mg2+ et F_.(n.o)F. = -I Le fluor est réduitNombre d oxydation de l élément magnésium :
dans l oxyde de magnésium et dans le difluorure de magnésium, le nombre d oxydation est le même : n.o. = +II.
Le magnésium n est ni oxydé ni réduit
Nombre d oxydation de l élément oxygène :
dans MgO , -II ; dans O2 : 0. ; (n.o) = +II .
L oxygène est oxydé. (n.o)F = -I ; (n.o)O = +II donc
2 mol d atome de fluor réagissent avec 1mol d atome d oxygène :
F2 + MgO ! MgF2 + ½ O2
4 Ex.13 p.102 Bordas Electronégativité
Dans la série des halogénures d'hydrogène : HI, HBr, HCl, HF, on constate que la liaison est de plus en plus polarisée (´ croissant de HI à HF).
Rappeler la formule de Lewis de ces molécules de type HX, noter la polarisation (´+, ´-) de la liaison.
Montrer que l'évolution de la polarisation est en accord avec celle de l'électronégativité.
_______________________
Formule de Lewis d'un halogénure d'hydrogène HX :
L'atome d'halogène a 7 électrons sur son dernier niveau d'énergie, réparti en 3 doublets. Le 7ème électron est partagé avec l'unique électron de l'atome d'hydrogène dans une liaison de covalence
_
H % X% les halogènes sont des éléments électronégatifs, l'hydrogène est
¯ électropositif. La liaison de covalence est donc polarisée, les électrons sont plus attirés par l'atome d'halogène que par l'atome d'hydrogène.
´+ ´-
H % X
A partir de l'échelle d'électronégativité de Pauling, classons les halogènes par électronégativité croissante :
Plus la différence d'électronégativité est grande; plus la liaison est polarisée. On constate que l'évolution de la polarisation est en accord avec celle de l'électronégativité.
5 Ex. 10 p.82 Nathan
L'attaque du cuivre par l'acide sulfurique concentré et chaud produit un dégagement de dioxyde de soufre SO2. Ecrire l'équation bilan sachant que la solution se colore en bleu.
Le gaz SO2 est envoyé dans une solution d'ions ferIII qui sont réduits à l'état d'ions ferII. Ecrire l'équation bilan sachant que SO2 s'oxyde à l'état d'ions sulfate.
Quel est le bilan général de l'ensemble des 2 réactions successives ? Vous semble-t-il possible de faire agir directement le cuivre sur les ions ferIII ? ________________________
Si la solution se colore en bleu, il y a présence d'ions Cu2+ : il y a eu oxydation du cuivre.
Vérifions-le par le calcul du n.o. de lélément cuivre dans :
- le cuivre métal Cu : n.o. = 0
- l'ion Cu2+ : n.o. = +II
Variation du n.o. : (n.o.)Cu = +II ; il y a bien eu oxydation du cuivre
Calcul du n.o. de l'élément soufre dans :
- l'acide sulfurique H2SO4, ionisé en H+ et SO42- : n.o.(S) +4n.o.(O) = -II n.o.(S) +4(-II) = -II n.o.(S) = +VI
- le dioxyde de soufre SO2 : n.o.(S) + 2n.o.(O) = 0 n.o.(S) = +IV
Variation du n.o. : (n.o.)S = -II ; il y a eu réduction du soufre
(n.o.)Cu + (n.o.)S = 0 : 1mol d atomes de cuivre réagit avec 1 mol d'atomes de soufre.
Equation bilan : Cu + SO42- + 4 H+ ( Cu2+ + SO2 + 2H2O
Remarque : l'utilisation des n.o. permet d'équilibrer l'équation bilan pour les éléments qui interviennent dans la réaction d'oxydo réduction (ici, le cuivre et le soufre).Pour les autres éléments on utilise les règles habituelles.
Réaction entre SO2 et Fe3+ - n.o. de l'ion Fe3+ : +III ; n.o. de l'ion Fe2+ : +II ; (n.o.)Fe = -I l'élément fer est réduit. - pour le soufre, la réaction est l'inverse de celle de la question précédente : (n.o.)S = +II
La somme des variations des n.o. doit être nulle : 2 ions Fe3+ réagissent avec 1 atome de S
Equation bilan : 2 Fe3+ + SO2 + 2 H2O ( 2 Fe2+ + SO42- + 4H+
3. Bilan général :
Cu + SO42- + 4 H+ ( Cu2+ + SO2 + 2H2O
2 Fe3+ + SO2 + 2 H2O ( 2 Fe2+ + SO42- + 4H+
___________________________________________
Cu +2 Fe3+ ( Cu2+ + 2 Fe2+
Dans le bilan général seuls interviennent les couples Cu2+/Cu et Fe3+/Fe2+ : tout se passe comme si le cuivre avait réduit les ions Fe3+. Si on considère les potentiels standard , la réaction directe est possible.
Bo. 9 p. 29 Eau de javel:
Le principe actif de leau de Javel est lhypochlorite de sodium (Na+,ClO-).
1. Quel est le nombre doxydation du chlore dans ce composé ?
2. écrire la réaction de lhypochlorite de sodium sur une solution diodure de potassium.
3. Leau de Javel est préparée par action du dichlore sur lhydroxyde de sodium selon la réaction : Cl2 + 2HO- ! Cl- + ClO- + H2O Montrer que c est une équation d oxydo-réduction. Ecrire les demi-équations redox.
Données : Eo(ClO- /Cl-) =0,90 V ; Eo(I2/ I-) =0,53 V ; Eo(Cl2 /Cl-) =1,3 V ;
corrigé
Le nombre d'oxydation de l élément oxygène dans une combinaison autre que le peroxyde est toujours égal à 2. Soit x le nombre d'oxydation du chlore dans l'ion hypochlorite : x + (-2) = -1 doù x = +I
Daprès les potentiels Redox, on voit que lhypochlorite est un oxydant plus fort que le diiode, donc lhypochlorite oxydera liodure : ClO- + 2 e- +2 H+! Cl- + H2O (réduction) 2I- ! I2 +2 e- (oxydation) soit ClO- +2 H+ + 2I- ! Cl- + H2O + I2
Il y a oxydo-réduction lorsqu un ou deux éléments chimiques changent de nombre d oxydation : l élément chlore passe de 0 à I et de 0 à +I ( en milieu alcalin): dans le cas où un élément est à la fois oxydant et réducteur il y a dismutation.
V Piles et Accumulateurs
Lessentiel ;
Dans une pile, il y a transformation spontanée d'énergie chimique en énergie électrique
Un accumulateur a un fonctionnement réversible : il fonctionne comme une pile pendant la décharge et pendant la charge il réalise une transformation d'énergie électrique en énergie chimique. Il est le siège d'une réaction réversible
Définition générale en électrochimie : l'anode est l'électrode sur laquelle se produit une oxydation et la cathode l'électrode où s'effectue une réduction.
1 Ex. 17 p.119 Bordas
La pile Leclanché est symbolisée par : Zn%Zn2+ Q%NH4+ + Cl-Q%MnO2 H%MnO2%C (
Quels sont les couples qui interviennent ? Quel est l'électrolyte ?
Ecrire l'équation bilan de la réaction de la pile. Montrer que la composition de l'électrolyte varie.
Faire un schéma de la pile en indiquant le sens de circulation des électrons du courant. Préciser le rôle de l'électrolyte dans la circulation du courant.
____________________
Les couples qui interviennent sont MnO2/MnO2H et Zn2+/Zn. L'électrolyte est le chlorure d'ammonium NH4+ + Cl-
Il y a oxydation au pôle de la pile, avec libération d'électrons ; le zinc est oxydé :
Zn ( Zn2+ + 2 e-
Au pôle (, il y a réduction. L'électrode est en graphite (carbone), elle ne réagit pas. C'est le dioxyde de manganèse qui est réduit : MnO2 + H+ + e- ( MnO2H
Bilan : 2 MnO2 + 2 H+ + Zn ( 2 MnO2H + Zn2+
EMBED Equation.3 Les ions H+ proviennent de l'électrolyte NH4++ Cl- ; l'ion ammonium NH4+ est un acide faible: NH4+ ( NH3 + H+
EMBED Equation.3 Dans l'électrolyte il y a diminution des ions NH4+ et apparition des ions Zn2+
EMBED Equation.3 (il y a, bien sûr, toujours électroneutralité de la solution puisque un ion Zn2+ est formé quand 2 ions H+ réagissent)
3. Dans la pile, les cations (NH4+, H+, Zn2+) vont de vers ( et les anions (Cl-) vont de ( vers .
A l'extérieur de la pile, il y a circulation des électrons. Dans l'électrolyte, il y a circulation d'ions
2 Ex. 23 p.120 Bordas : Pile au lithium (électrolyte non aqueux)
Dans les piles au lithium, l'électrolyte est une solution de LiCl (Li+, Cl-) dans SO2 liquide, car le lithium est attaqué violemment par l'eau.
On donne E°(Li+/Li) = -3,0 V ; E°(H2O/H2) = - 0,42 V à pH = 7
Montrer que le métal Li réduit l'eau. Ecrire l'équation bilan de la réaction.
Les couples sont Li+/Li à la borne et SO2/Li2S2O4(s) à la borne (
Identifier l'oxydant et le réducteur de chaque couple en calculant les nombres d'oxydation des éléments impliqués.(Li2S2O4 est un solide composé d'ions Li+ et S2O42-)
Ecrire l'équation bilan de la réaction de la pile.(attention, l'électrolyte n'est pas aqueux !)
a) Dans la demi-équation portant sur le soufre, on équilibre les charges avec les ions lithium et non avec des ions H+ ou OH- comme d'habitude. Pourquoi ?
b) Cette pile a une f.é.m. supérieure à celle des piles courantes (environ 3V au lieu de 1,5V). Pourquoi ?
_______________
1. le lithium est plus réducteur que l'hydrogène : le lithium est oxydé : Li ( Li+ + e- et 1 des 2 atomes d'hydrogène présents dans l'eau est réduit : 2 H2 O +2 e- ( 2 OH- + H2
Raisonnement avec les nombres d'oxydation :
Lithium : dans Li : n.o. = 0 ; dans Li+ : n.o. = I ; (n.o.) > 0, il y a oxydation.
Hydrogène dans H2O : n.o. = I ; dans H2 : n.o. = 0 ; dans OH- : n.o. = I (-II + I = -I); (n.o.)
