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CORRECTION EXERCICES SUR OXYDO-REDUCTION / PILES

EXERCICE 1 :
Couples en présence : Fe2+/Fe Eo1 = – 0,44 V
+
Ag /Ag Eo2 = + 0,80 V
1.) D’après les valeurs des potentiels : Eo1 < Eo2 ⇒ OX FORT : Ag+
RED FORT : Fe
Fe réagit donc avec la solution d’ions Ag+
Equation de réaction : Fe → Fe2+ + 2 e–
Ag+ + e– → Ag || x 2
Bilan total : Fe + 2 Ag →+
Fe2+ + 2 Ag

2.) On realise une pile par l’association de 2 demi-piles :

Une demi-pile est obtenue en trempant le métal dans sa solution et on relie les 2 demi-piles par un pont
électrochimique
2.1. Fém de la pile : E = E° (grand) – E° (petit)
E = E°1 – E°2 = + 0,80 – (– 0,44) ⇒ E = + 1,24 V

2.2. Schéma de la pile : I

e—
E° le plus grand : borne + CIRCUIT
E° le plus petit : borne –

Le courant circule du + vers le – dans le + K+ Cl —

circuit extérieur au générateur (pile)
Ag Fe —
Les cations circulent comme I PONT
Les anions circulent comme les e–

Electrode en Fe : Ag+ Fe2+

Fe → Fe 2+
+ 2e –

Electrode en Ag : NO 3— NO 3—

Ag+ + e– → Ag

Le bilan aux électrodes donne les mêmes équations que dans le cas du contact direct, mais dans le cas
d’une pile l’échange d’électrons se fait par le milieu extérieur : ce qui donne un courant électrique
On constate que : [ Fe2+] augmente puisque les ions Fe2+ sont fabriqués
[ Ag+] diminue puisque les ions Ag+ sont consommés
EXERCICE 2 :
Couples en présence : Cu2+/Cu Eo1 = + 0,34 V
+
Ag /Ag Eo2 = + 0,80 V
1.) D’après les valeurs des potentiels : Eo1 < Eo2 ⇒ OX FORT : Ag+
RED FORT : Cu
Cu réagit donc avec la solution d’ions Ag+
Equation de réaction : Cu → Cu2+ + 2 e–
Ag+ + e– → Ag || x 2

Bilan total : Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag

 2
• Equation de réaction
Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag
• Donnée : solution de nitrate d’argent : (Ag+ + NO3– )
20 20
n = c.V avec c = = = 0,118 mol.L–1
M 170
n = 0,118 . 10 .10–3 ⇒ n = 1,18 . .10–3 mol
• Tableau d’avancement de la réaction :

EQUATION Cu 2 Ag+ Cu2+ 2 Ag

CHIMIQUE
ETAT du Avancement
SYSTEME ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol )
t=0 0 Excès n = 1,18.10–3 0 0
t quelconque x n–2x +x +2x

t final xL 0 = n – 2 xL xL 2 xL

• Réactif limitant xL : ce sont les ions Ag+ puisque le cuivre est en excès :
n
0 = n – 2 xL ⇒ n = 2 xL ⇒ xL = = 5,9 . 10–4 mol
2
m
Nous pouvons maintenant répondre à la question posée : nAg = 2 xL =
M
Donc m = 2 xL . M = 2 . 5,9 . 10 . 108 –4
⇒ m = 0,127 g

EXERCICE 3 :
Couples en présence : Pb2+/Pb Eo1 = – 0,12 V
Ag+/Ag Eo2 = + 0,80 V
1.) Equations de définition des couples : Ag+ + e– → ← Ag
Pb 2+
+ 2 e →
–
← Pb
2.) On réalise une pile par l’association de 2 demi-piles :
Une demi-pile est obtenue en trempant le métal dans sa solution et on relie les 2 demi-piles par un pont
électrochimique
I
e—
Schéma de la pile : CIRCUIT
E° le plus grand : borne +
E° le plus petit : borne –
K+ Cl —
+ Ag Pb —
Le courant circule du + vers le – dans le PONT
circuit extérieur au générateur (pile)
Les cations circulent comme I
Les anions circulent comme les e– Ag+ Pb2+
Fém de la pile :
E = E° (grand) – E° (petit) NO 3— NO 3—

E = E°2 – E°1 = + 0,80 – (– 0,12)

⇒ E = + 0,92 V

3.) D’après les valeurs des potentiels : Eo1 < Eo2 ⇒ OX FORT : Ag+
RED FORT : Pb
 3
Equation de réaction aux électrodes : Pb → Pb2+ + 2e –

Ag+ + e– → Ag || x 2

Bilan total : Pb + 2 Ag+ → Pb2+ + 2 Ag

EXERCICE 4 :
1.) Si le pôle négatif de cette pile est le zinc : c’est que le zinc correspond à la valeur du potentiel le
plus bas : donc Zn est le réducteur fort
On peut donc écrire la demi-équation correspondante :
Zn → Zn2+ + 2 e–
1 mole 2 moles
nZn n
n
on en déduit que : n . 1 = 2 n Zn ⇒ nZn = = 0,5 . 10–2 mol
2
2.) Quantité d’électricité pour 1 mole : 1 Faraday = 1 F = 96500 C
Donc Qexp = n F = 1 . 10–2 . 96500 ⇒ Q = 965 C
Q 965
On sait que : Q = I . t ⇒ t = = ⇒ t = 965 s = 16 min
I 1

EXERCICE 5 : Couples en présence : Cu2+/Cu Eo1 = + 0,34 V

2+
Fe /Fe Eo2 = – 0,44 V
D’après les valeurs des potentiels : Eo1 > Eo2 ⇒ OX FORT : Cu2+
RED FORT : Fe
Fe réagit donc avec la solution d’ions Cu2+
Equation de réaction : Cu2+ + 2 e– → Cu
Fe → Fe2+ + 2 e–

Bilan total : Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

• Equation de réaction
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
• Donnée : solution de sulfate de cuivre (Cu2+ + SO42– )
n = c . V = 0,5 . 0,150 ⇒ n = 7,5 . 10–2 mol
• Tableau d’avancement de la réaction :

EQUATION Fe Cu2+ Fe2+ Cu

CHIMIQUE
ETAT du Avancement
SYSTEME ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol )
t=0 0 n’ : Excès n = 7,5 . 10–2 0 0
t quelconque X n’ – x n–x +x +x

t final xL n’ – xL 0 = n – xL xL xL

• Réactif limitant xL : ce sont les ions Cu2+ puisque l’énoncé dit qu’ils disparaissent totalement.
n – xL = 0 ⇒ n = xL ⇒ xL = 7,5 . 10–2 mol

Nous pouvons maintenant répondre aux questions posées :

 4
m
1.) masse de cuivre déposé : n Cu = xL =
M
Donc m = xL . M = 7,5 . 10–2 . 63,5 ⇒ m = 4,76 g

2.) Perte de masse subie par le fer : d’après le tableau c’est xL

m’
xL = ⇒ m’ = xL . M’ = 7,5 . 10–2 . 55,8 ⇒ m = 4,19 g
M’

EXERCICE 6 : Acide chlorhydrique : (H3O+ + Cl–)

L’ion oxonium H3O+ peut aussi s’écrire : H+aq
Les couples en présence sont : H+aq/ H2 Eo1 = 0,00 V référence
2+
Zn /Zn Eo2 = – 0,76 V
D’après les valeurs des potentiels : Eo1 > Eo2 ⇒ OX FORT : H+aq
RED FORT : Zn
Zn réagit donc avec la solution acide contenant les ions H+aq
Equation de réaction : 2 H+aq + 2 e– → H2
Zn → 2+
Zn + 2 e –

Bilan total : Zn + 2 H+aq → Zn2+ + H2

• Equation de réaction
• Zn + 2 H+aq → Zn2+ + H2
m 2
• Donnée : masse de zinc : n= = ⇒ n = 3,1 . 10–2 mol
M 64,5
• Tableau d’avancement de la réaction :

EQUATION Zn 2 H+aq Zn2+ H2

CHIMIQUE
ETAT du Avancement
SYSTEME ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol )
t=0 0 n = 3,1 . 10–2 Excès 0 0
t quelconque X N–x +x +x

t final xL 0 = n – xL xL xL

• Réactif limitant xL : c’est le zinc puisque l’acide est en excès :

n – xL = 0 ⇒ n = xL ⇒ xL = 3,1 . 10–2 mol

Nous pouvons maintenant répondre aux questions posées :

v
1.) Volume de dihydrogène libéré : : n H2 = xL = ⇒ v = xL . Vm
Vm
Donc v = 3,1 . 10–2 . 25 ⇒ v = 0,775 L

2.) Masse de chlorure de zinc formé : (Zn2+ + 2 Cl–)

m’
xL = ⇒ m’ = xL . M’ = 3,1 . 10–2 . 135,5 ⇒ m = 4,20 g
M’
 5
EXERCICE 7 : Acide FORT : H3O+ ou H+aq
Les couples en présence sont : H+aq/ H2 Eo1 = 0,00 V référence
Fe2+/Fe Eo2 = – 0,44 V
D’après les valeurs des potentiels : Eo1 > Eo2 ⇒ OX FORT : H+aq
RED FORT : Fe
Fe réagit donc avec la solution acide contenant les ions H+aq
Equation de réaction : 2 H+aq + 2 e– → H2
Fe → 2+
Fe + 2 e –

Bilan total : Fe + 2 H+aq → Fe2+ + H2

• Equation de réaction
• Fe + 2 H+aq → Fe2+
+ H2
m 0,2
• Donnée : masse de fer : n = = ⇒ n = 3,6 . 10–3 mol
M 55,8
Acide : pH = 1 ⇒ [ H+aq] = 10–pH = 10–1 mol.L–1
n’ = c . V = 0,1 . 0,1 ⇒ n’ = 10–2 mol
• Tableau d’avancement de la réaction :

EQUATION Fe 2 H+aq Fe2+ H2

CHIMIQUE
ETAT du Avancement
SYSTEME ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol )
t=0 0 n = 3,6 . 10–3 N’ = 10–2 0 0
t quelconque X N–x N’ – 2 x +x +x

t final xL xL xL

• Réactif limitant xL : il faur faire les deux calculs et voir quelle la valeur de x la plus petite :
Calcul 1 : n–x = 0 ⇒ n = x ⇒ x = 3,6 . 10–3 mol
n’
Calcul 2 : n’ – 2 x’ = 0 ⇒ x’ = ⇒ x’ = 0,5 . 10–2 mol
2
Conclusion : c’est le fer qui est le réctif limitant : xL = 3,6 . 10–3 mol

Nous pouvons maintenant répondre aux questions posées :

1.) Il y a donc disparition totale du métal :
v
2.) Volume de dihydrogène libéré : : n H2 = xL = ⇒ v = xL . Vm
Vm
Donc v = 3,6 . 10–3 . 24 ⇒ v = 86,4 . 10–3 L

EXERCICE 8 : solution de chlorure de cuivre : (Cu2+ + 2 Cl–)

1.) Couples en présence : Cu2+/Cu Eo1 = + 0,34 V

Sn2+/Sn Eo2 = – 0,11 V
o o
D’après les valeurs des potentiels : E 1 > E 2 ⇒ OX FORT : Cu2+
RED FORT : Sn
Sn réagit donc avec la solution d’ions Cu2+
 6
Equation de réaction : Cu 2+
+ 2 e →
–
Cu
Sn → Sn2+ + 2 e–

Bilan total : Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu

2.) Tableau d’avancement :

• Equation de réaction
Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu
• Tableau d’avancement de la réaction :

EQUATION Sn Cu2+ Sn2+ Cu

CHIMIQUE
ETAT du Avancement
SYSTEME ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol ) ( en mol )
t=0 0 n’ : Excès ni 0 0
t quelconque X n’ – x ni – x +x +x

t final xL n’ – xL 0 = n i – xL xL xL

• Réactif limitant xL : la solution est totalement décolorée, donc tous les ions Cu2+ ont disparu :
ce sont donc les ions Cu2+ qui sont limitants.
La plaque a perdu une masse m = 55 mg d’étain :
m 55 . 10–3
nSn = xL = = ⇒ xL = 4,63 . 10–4 mol
M 118,7

Nous pouvons maintenant répondre aux questions posées :

2.) masse de cuivre déposé :
m’
nCu = xL = ⇒ m’ = xL . M’ = 4,63 . 10–4 . 63,5 ⇒ m’ = 2,94 . 10–2 g
M’

3.) Concentration de la solution initiale :

d’après le tableau : 0 = ni – xL ⇒ ni = xL
n
Donc la concentration vaut : ci = i = xL/V = 4,63 . 10–4/0,5
V
⇒ ci = 9,26 . 10–4 mol.L–1