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Chimie N° 02 Notion de couple Oxydant / Réducteur Applications. Exercices |
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Marions-les. 1)- En utilisant les différentes espèces chimiques énumérées ci-après, former les différents couple rédox possibles et écrire les demi-équations électroniques correspondantes :
Co,
Ba2+, Mn2+, Mg,
Pb, Co2+, Cr, Ni2+,
Mg2+,
Cr3+, Ni, K+,
Ba, Mn, K, Pb2+. 2)- Nommer les éléments
correspondants à l’aide de
la classification périodique.
Correction exercice 7 page 54 : 1)-
et 2)- Les différents
couples rédox possibles,
les demi-équations
électroniques correspondantes et le nom : Couples OX / RED et nom :
Co2+ / Co
Ion Cobalt II / Cobalt
Co2+
+
2 e –
→
Co Ba2+ / Ba
Ion Baryum
Ba2+
+
2 e –
→
Ba Mg2+ / Mg
Ion Magnésium
Mg2+
+
2 e –
→
Mg Cr3+ / Cr
Ion Chrome
Cr3+
+
3 e –
→
Cr Ni2+ / Ni Ion Nickel II / Nickel
Ni2+
+
2 e –
→
Ni Pb2+ / Pb
Ion Plomb
Pb2+
+
2 e –
→
Pb K+ / K Ion Potassium / Potassium
K+
+
e –
→
K |
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Réaction rédox ?
Soit
l’équation-bilan, non équilibrée, ci-dessous : Ni2+ + Al → Ni + Al3+ 1)- Équilibrer cette équation. 2)- Identifier les deux couples
rédox mis en jeu ;
en déduire les demi-équations
électroniques correspondantes.
Correction de l'exercice 8 page 55 1)- Équation bilan :
2)- Couples oxydant / réducteur : Ni2+ / Ni, Al3+ / Al
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Qui est Qui ?
On
verse 25 mL, d’une solution de sulfate de cuivre (II) dans
un erlenmeyer.
On
ajoute de la poudre de zinc et l’on maintient une agitation
régulière pendant quelques instants.
On
filtre : la solution limpide obtenue est incolore.
La
poudre, ainsi recueillie, est couverte d’un dépôt métallique
rouge. 1)- Quelle est la couleur de la
solution initiale ? Pourquoi la solution finale est-elle
incolore ? 2)- Quelle est la nature du dépôt
métallique rouge ? 3)- Comment vérifier qu’il s’est
formé des ions zinc (II)¸au cours de cette réactions ? 4)- Écrire les deux demi-équations
électroniques mises en jeu, puis l’équation-bilan de la
réaction. 5)- Quel est l’oxydant dans cette réaction ? Quel est le réducteur ? Déterminer l’espèce qui
subit une réduction et celle qui subit une oxydation.
Correction de l'exercice 9 page 55 1)- La solution de sulfate de cuivre II a une couleur bleue. La solution devient incolore, car les ions cuivre II ont disparu. 2)- Le dépôt métallique rouge est constitué par du cuivre métal : Cu. 3)- Pour mettre en évidence les ions zinc II, on verse de la soude (solution aqueuse d'hydroxyde de sodium), il se forme un précipité blanc d'hydroxyde de zinc II :
-
Zn2+
+
2 OH –
=
Zn(OH)2
4)- Équation bilan :
5)- Oxydant : les ions cuivre II et le réducteur, le zinc métal. - Le réducteur a été oxydé et l'oxydant a été réduit. - Les ions cuivre II subissent une réduction et le zinc métal, subit une oxydation. |
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Place du couple Ni2+ / Ni dans la classification électrochimique.
On
réalise deux expériences successives :
Expérience
1 :
On
plonge une lame de fer dans une solution verte de sulfate de
nickel (II), Ni2+ + SO42–.
Quelques
instants plus tard, on observe la formation d’un dépôt
métallique.
Expérience
2 :
On
plonge une lame de plomb dans une solution verte de sulfate
de nickel (II), Ni2+ + SO42 –. Aucun dépôt n’apparaît. 1)- Écrire l’équation-bilan de la
réaction qui a lieu lors de la première expérience. 2)- Montrer que ces deux expériences
permettent de prévoir la place du couple Ni2+
/ Ni dans la
classification donnée page 49.
Correction de l'exercice 10 page
55 1)- Équation bilan de la réaction.
2)- Place de chaque couple. - Le couple du plomb est situé au-dessus du couple du nickel car il ne se produit aucune réaction entre les ions nickel II et le plomb métal.
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Prévisions.
Soit
les couples suivants :
Ag+
/ Ag ; Fe2+
/ Fe ; Al3+
/ Al 1)- Écrire les demi-équations
électroniques relatives à ces couples. 2)- En utilisant la classification donnée page 49, prévoir la réaction naturelle qui a lieu
entre les couples rédox :
a)-
Fe2+ / Fe et
Ag+
/ Ag : b)-
Fe2+ / Fe et
Al3+ / Al. 3)- Écrire, dans chaque cas
l’équation-bilan de la réaction correspondante.
Correction de l'exercice 13 page
55 1)- Demi-équations électroniques.
2)- équations bilans. a)-
b)-
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Réactions de l’étain. On dispose d’une solution de chlorure d’étain (II), SnCl2 ;
on en verse 25 mL dans trois béchers.
Dans
le premier, on ajoute quelques gouttes d’une solution de
soude concentrée ; un précipité blanc de forme.
Dans
le deuxième, on plonge une lame de fer : un dépôt noir
pulvérulent apparaît progressivement. Dans le troisième, on ajoute de la limaille de fer et on maintient une agitation régulière.
Au bout de quelques
minutes, on arrête l’agitation et l’on ajoute quelques
gouttes d’une solution de soude concentrée : un précipité
vert se forme. 1)- Écrire l’équation-bilan de la
dissolution du chlorure d’étain (II). 2)- Sachant que les ions chlorure
n’interviennent pas, quelles indications peut-on tirer de la
première expérience ? Écrire l’équation-bilan
correspondante. 3)- Quelle est la nature du dépôt noir observé dans la deuxième expérience ? Quels sont les ions qui sont caractérisés à la fin de la troisième expérience ? En déduire ce qui se passe lorsque la limaille
de fer est ajoutée à la solution de chlorure d’étain (II) ?
Écrire l’équation-bilan de la réaction correspondante. 4)- Quel est le rôle joué par les
ions étain (II) ? Que subissent-ils au cours de cette
réaction ? Donner les couples rédox auquel ils
appartiennent ?
Correction de l'exercice 18 page
56 1)- Équation bilan de la réaction de dissolution du chlorure d'étain dans l'eau.
2)- On verse de la soude dans une solution de chlorure d'étain, il se forme un précipité blanc d'hydroxyde d'étain.
-
Sn2+
+
2 OH –
=
Sn(OH)2
3)- Lorsque l'on plonge une lame de fer dans une solution de chlorure d'étain, celle-ci se recouvre d'un dépôt noir d'étain métallique finement divisé. Lors de la troisième expérience, on caractérise les ions fer II. Équation bilan de la réaction :
- Le fer métal perd deux électrons et donne des ions fer II. Simultanément, les ions étain II gagnent deux électrons et donnent un dépôt métallique d'étain 4)- Les ions étain II jouent le rôle d'oxydant. - Au cours de la réaction, ils subissent une réduction. - Couple ox / Red : - Sn2+ / Sn |
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