On peut conclure que la dilution augmente le coefficient de dissociation
REACTIONS D’OXYDOREDUCTION Exercice .1
1. Préciser les nombres d’oxydation de chacun des éléments dans :
PbO43-; P2O5; ClO4-; H2O2; LiH; SO42-; N2O5; MnO4-; Cr2O72-;Cl2O3;ClO3-; Mn2O72-; MnO2 ; SO2Cl2 ; SO32- ; AsO2-(aq) ;AgO(s) ; Ag2O(s) ; MnO4- ; CrO4- ; SO2; SO42- et S2O82-. HNO2, 2- Ecrire les demi-équations des couples oxydant/réducteur suivants en milieu acide et milieu basique :
MnO4
-(aq) / Mn2+(aq) ; MnO4
-(aq)/ MnO2(s) ; MnO2(aq) / Mn2+(aq) ; NO3
-(aq)/ NO(g) ; ClO-/ Cl2(g) ; AgO(s) /Ag2O(s) ; FeO42- (aq) / FeO(OH)(s)
Solution
1. Préciser les nombres d’oxydation de chacun des éléments dans :
PbO43- NO(Pb)+4×NO(O)=-3 NO(Pb)=5
P2O5 2×NO(P)+5×NO(O)=0 NO(P)=5
ClO4- NO(Cl)+4×NO(O)=-1 NO(Cl)=7
H2O2 2×NO(H)+2×NO(O)=0 NO(O)=-1
LiH NO(Li)+NO(H)=0 NO(Li)=+1 et NO(H)=-1
SO42- NO(S)+4×NO(O)=-2 NO(S)=6
N2O5 2×NO(N)+5×NO(O)=0 NO(N)=5
MnO4- NO(Mn)+4×NO(O)=-1 NO(Mn)=7
Cr2O72- 2×NO(Cr)+7×NO(O)=-2 NO(Cr)=6
Cl2O3 2×NO(Cl)+3×NO(O)=0 NO(Cl)=3
ClO3- NO(N)+3×NO(O)=-1 NO(Cl)=5
Mn2O72- 2×NO(Mn)+7×NO(O)=-2 NO(Mn)=6
De la même manière on procède pour le reste :
SO2Cl2 SO32- AsO2- AgO Ag2O MnO4- CrO4
-NO(S)=6 NO(S)=4 NO(As)=3 NO(Ag)=2 NO(Ag)=1 NO(Mn)=7 NO(Cr)=7
SO2 S2O82- SO42- HNO2 FeOOH FeO42- NO3
-NO(S)=4 NO(S)=7 NO(S)=6 NO(N)=3 NO(Fe)=3 NO(Fe)=6 NO(N)=5 2- Ecrire les demi-équations des couples oxydant/réducteur suivants :
26
En milieu acide En milieu basique
MnO4
Calculer le potentiel des électrodes suivantes à 25° C par rapport à l'électrode standard à hydrogène.
1. lame de fer plongée dans une solution de sulfate de fer (II) dissocié en Fe2+ et SO42- à 5.10-3 mol.L-1 ;
2. lame de zinc plongée dans une solution de sulfate de zinc (II) à 5.10-3 mol.L-1 ;
3. lame de platine plongée dans une solution contenant 0,100 mol.L-1 de sulfate de fer (II) de formule FeSO4 et 10-3 mol.L-1 de sulfate de fer (III) de formule Fe2(SO4)3 ;
4. lame de platine recouverte de noir de platine sur laquelle arrive du dichlore gazeux à la pression de 5,00 bar dans une solution de chlorure d'hydrogène à 0,500 mol.L-1 ;
5) lame de platine plongée dans une solution dans laquelle [H3O+] = 0,100 mol.L-1 ; [Mn2+]=0,200 mol.L-1 et [MnO4-] = 0,0100 mol.L-1.
Les potentiels standards sont :
E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V/ESH ; E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V/ESH ; E°(Cl2/Cl-) = 1,36 V/ESH ; E°(MnO4-/Mn2+) = 1,51 V/ESH.
Solution
Calculer le potentiel des électrodes suivantes à 25° C par rapport à l'électrode standard à hydrogène.
27
3. lame de platine plongée dans une solution contenant 0,100 mol.L-1 de sulfate de fer (II) de formule FeSO4 et 10-3 mol.L-1 de sulfate de fer (III) de formule Fe2(SO4)3;
4. lame de platine recouverte de noir de platine sur laquelle arrive du dichlore gazeux à la pression de 5 bar dans une solution de chlorure d'hydrogène à 0,500 mol.L-1;
Cl2 + 2e- 2Cl
28 Exercice .3.
On considère l'équation-bilan de la réaction :
Co(s) + Ni2+ (aq) Co2+ (aq) + Ni(s) K : constante d'équilibre 1. Calculer la constante d'équilibre.
2. Soit un système constitué par de la poudre de cobalt et de nickel dans une solution aqueuse contenant les ions Co2+ et Ni2+ aux concentrations respectives de 0,20 et 10-2 mol.L-1.
Prévoir le sens d'évolution de ce système puis calculer les concentrations à l'état final des ions Co2+ et Ni2+.
On donne : E°(Co2+/Co) = -0,28 V/ESH ; E°(Ni2+/Ni) = -0,25 V/ESH Solution
Lorsque la pile est à l’équilibre, la réaction redox a atteint l’équilibre thermodynamique.
Co(s) + Ni2+ (aq) Co2+ (aq) + Ni(s) K : constante d'équilibre On a alors :
E(Co2+/Co) = E (Ni2+/Ni)
E°(Co2+/Co)+0,03log [Co2+]= E°(Ni2+/Ni) + 0,03log [Ni2+] E°(Ni2+/Ni)-E°(Co2+/Co)= 0,03log [Co2+]/[Ni2+]
E°(Ni2+/Ni)-E°(Co2+/Co)= 0,03logK 𝐾 = 10
𝐸°𝑁𝑖2+/𝑁𝑖−𝐸°
𝐶𝑜2+/𝐶𝑜 0,03
𝑲 = 𝟏𝟎, 𝟒
2. Soit un système constitué par de la poudre de cobalt et de nickel dans une solution aqueuse contenant les ions Co2+ et Ni2+ aux concentrations respectives de 0,20 et 10-2 mol.L-1.
Prévoir le sens d'évolution de ce système puis calculer les concentrations à l'état final des ions Co2+ et Ni2+.
On calcul d’abord le quotient Q :
𝑄 =[𝐶𝑜2+] [𝑁𝑖2+]= 0,2
10−2= 20 > 𝐾 Le système évolue dans le sens indirect.
On fait un tableau d’avancement pour V = 1L de solution :
Co (s) Ni2+ (aq) Co2+ (aq) Ni (s)
EI Excès CV=0,01 CV=0,2 Excès
EF Excès 0,01 + X 0,2- X Excès
29 A l’équilibre :
𝐾 = 0,2 − 𝑥
0,01 + 𝑥= 10,4 On trouve :
𝑥 = 8,42 × 10−3 𝑀 Alors :
[𝑪𝒐𝟐+]=0,19 M [𝑵𝒊𝟐+] = 𝟏, 𝟗×10-2 M Exercice .4.
Une solution acidifiée de permanganate de potassium (K+, MnO4- ) réagit avec une solution contenant des ions chlorure Cl-. Il se forme du dichlore Cl2 gazeux.
D'après les couples oxydant/réducteur donnés ci-dessous : 1. Ecrire les demi-équations correspondant à ces couples :
MnO4- (aq) /Mn2+(aq) ; Cl2(g)/Cl-(aq).
2. En déduire l'équation bilan de la transformation chimique qui se produit dans cette expérience.
3. Quelle est la valeur du volume de dichlore que l'on peut préparer à partir de 10 g de permanganate de potassium solide. L'acide sera mis en excès.
Données : Volume molaire dans les conditions de l'expérience Vm = 25 L.mol-1. Masse molaire (en g.mol-1) : K = 39,1 Mn = 54,9 O=16,0.
Solution
1. Les demi-équations des couples MnO4-/Mn2+ et Cl2/Cl- sont : [ MnO4
-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O ]×2 [ 2Cl- Cl2 + 2e- ]×5
2. Equation bilan de la transformation
Pour avoir le même nombre d'électrons échangés il faut multiplier les coefficients stœchiométriques de l'équation (1) par 2 et de l'équation (2) par 5.
2MnO4
-(aq) + 16H+(aq) + 10Cl- 2Mn2+(aq) + 8H2O + 5 Cl2
2. Volume de dichlore Cl2 : On a :
n(MnO4−) = n(KMnO4)
30
n(MnO4−) = n(KMnO4) =m(KMnO4) M(KMnO4) 𝐧(𝐌𝐧𝐎𝟒−) = 𝟔, 𝟑 × 𝟏𝟎−𝟐 𝐦𝐨𝐥
Si tout MnO4- est consommé pour produire un maximum de dichlore, on aura : n(MnO4−)
2 =n(Cl2) 5 n(Cl2) =5
2n(MnO4−) n(Cl2) = 0,1575 mol
n(Cl2) =VCl2 Vm VCl2 = n(Cl2) × Vm
𝐕𝐂𝐥2= 3,94 𝐋
Exercice .5.
On a préparé une solution aqueuse acide contenant des ions permanganate MnO4- en dissolvant 10 g de permanganate de potassium KMnO4 dans une solution acide. Quelle quantité d'ions ferreux Fe2+, exprimée en mole, faut-il employer pour réduire ces ions à l'état d'ions manganeux Mn2+ ? Les ions ferreux sont oxydés en ions ferrique Fe3+.
Données. M(KMnO4) = 158 g mol-1.
Solution
On calcul d’abord la quantité de matière d’ ions permanganate MnO4- : n(MnO4−) = n(KMnO4)
n(MnO4−) = n(KMnO4) =m(KMnO4) M(KMnO4) 𝐧(𝐌𝐧𝐎𝟒−) = 𝟔, 𝟑𝟑 × 𝟏𝟎−𝟐𝒎𝒐𝒍
Les réactions mise en jeu : MnO4
-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O Fe2+ Fe3+ + e- × 5
Réaction globale : MnO4
-(aq) + 8H+(aq) + 5 Fe2+ Mn2+(aq) + 4H2O + 5 Fe3+
D’après la réaction on peut écrire :
31 avec les ions manganeux Mn2+ pour donner un précipité de dioxyde de manganèse MnO2. 1. Écrire l'équation de cette réaction d'anti-dismutation.
2. On attaque 0,935 g d'un alliage contenant du manganèse amenant ainsi ce dernier à l'état d'ions Mn2+. Par ailleurs, on dissout 3,16 g de permanganate de potassium KMnO4 dans de l'eau de façon à obtenir 1 L de solution. Il faut exactement 32 mL de cette solution pour doser les ions Mn2+ provenant de l'alliage selon la réaction de la question 1. Quel est le pourcentage en poids de manganèse dans cet alliage ?
Données. Mn = 55 g mol-1 ; O = 16 g mol-1 ; K = 39 g mol-1.
Solution 1. Écrire l’équation de cette réaction d’anti-dismutation
MnO4 2. le pourcentage en poids de manganèse dans cet alliage
On calcul d’abord la concentration d’ions permanganate MnO4-
[MnO4−] =n(MnO4−)
On calcul la quantité de matière de MnO4- nécessaire pour doser les ions Mn2+ provenant de l'alliage :
n(MnO4−) = [MnO4−] × 𝑉(MnO4−) n(MnO4−) = 0,02 × 32 × 10−3
n(MnO4−) = 6,4 × 10−4 𝑚𝑜𝑙 or d’après la réaction globale du dosage on peut écrire :
32 n(MnO4−)
2 =n(Mn2+) 3 Donc :
𝐧(𝐌𝐧𝟐+) = 𝟗, 𝟔 × 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍
Maintenant on calcule la masse de manganèse contenu dans l’alliage : n(Mn2+) = n(Mn) =m(M𝑛)M(Mn)
m(Mn) = n(Mn) × M(Mn) 𝐦(𝐌𝐧) = 𝟎, 𝟎𝟓𝟐𝟖 𝒈 Donc le pourcentage de manganèse dans l’alliage est :
%𝑀𝑛 = m(Mn)
m(alliage)× 100
%𝐌𝐧 = 𝟓, 𝟔𝟒 Exercice .7.
1. Les ions dichromate Cr2O72- sont réduits en ions chromique Cr3+. Écrire l'équation de cette réaction de réduction.
2. Dans l'eau oxygénée H2O2, l'oxygène est au degré d'oxydation - I. Ce composé peut donc être oxydé en dioxygène O2 (oxygène au degré d'oxydation 0) ou réduit en H2O (oxygène au degré d'oxydation - II). Écrire les équations de ces deux réactions.
3. Équilibrer l'équation de la réaction d'oxydation de l'eau oxygénée par l'ion dichromate sachant que les produits de cette réaction d'oxydoréduction sont le dioxygène O2 et les ions Cr3+.
4. 50 mL d'une solution aqueuse contenant 0,5 mol.L-1 d’ions dichromate oxydent exactement 100 mL d’une solution d’eau oxygénée selon la réaction de la question 3.
a. Quelle est, exprimée en g L-1, la concentration en H2O2 de cette solution ?
b. Quel volume d’oxygène recueillera-t-on à 0°C et sous 700 mm de mercure en oxydant 1 L de cette solution ?
Solution 1. Écrire l’équation de cette réaction de réduction.
Cr2O72- +6e- + 14 H+ 2Cr3+ + 7H2O 2. Écrire les équations de ces deux réactions
H2O2 O2 + 2e- + 2H+ H2O2 + 2e- + 2H+ 2H2O
33
3. Équilibrer l’équation de la réaction d’oxydation de l’eau oxygénée par l’ion dichromate sachant que les produits de cette réaction d’oxydoréduction sont le dioxygène O2 et les ions Cr3+.
Cr2O72- +6e- + 14 H+ 2Cr3+ + 7H2O H2O2 O2 + 2e- + 2H+ ×3
Réaction globale :
Cr2O72-+ 14 H+ + 3 H2O2 2Cr3+ + 7H2O + 3O2 + 6H+ 4. a. Quelle est, exprimée en g L-1, la concentration en H2O2 de cette solution D’après la réaction de dosage on peut écrire :
𝑛(𝐶𝑟2𝑂72−) =𝑛(𝐻2𝑂2) 3
3𝐶(𝐶𝑟2𝑂72−) × 𝑉(𝐶𝑟2𝑂72−) = 𝐶(𝐻2𝑂2) × 𝑉(𝐻2𝑂2) 𝐶(𝐻2𝑂2) =3𝐶(𝐶𝑟2𝑂72−) × 𝑉(𝐶𝑟2𝑂72−)
(𝐻2𝑂2) 𝑐(𝐻2𝑂2) = 𝐶(𝐻2𝑂2) × 𝑀(𝐻2𝑂2)
b. Quel volume d’oxygène recueillera-t-on à 0°C et sous 700 mm de mercure en oxydant 1 L de cette solution ?
Selon la réaction de dosage on aura :
𝑛(𝐻2𝑂2) = 𝑛(𝑂2) 𝐶(𝐻2𝑂2) × 𝑉(𝐻2𝑂2) =𝑉(𝑂2)
𝑉𝑚 𝑉(𝑂2) = 𝐶(𝐻2𝑂2) × 𝑉(𝐻2𝑂2) × 𝑉𝑚
𝐕(𝐎2) = 0,75 × 1 × 24 𝐕(𝐎𝟐) = 𝟏𝟖 𝐋
Exercice 8
Une pile est constituée par les deux demi-piles suivantes :
- Lame de plomb dans une solution à 0,100 mol.L-1 de nitrate de plomb.
- Lame d’argent dans une solution à 0,050 mol.L-1 de nitrate d’argent.
1. Calculer le potentiel de chaque électrode.
2. Faire un schéma où seront indiqués les polarités de chaque électrode, le sens de circulation des électrons et du courant.
34
3. Ecrire les demi-équations électroniques relatives à chaque électrode et l’équation globale de fonctionnement.
4. Calculer la f.e.m en début de fonctionnement.
Données : E°(Ag+(aq)/Ag(s))= 0,80 V; E°(Pb2+(aq)/Pb(s))= -0,13 V Solution
1. Calculer le potentiel de chaque électrode
EAg+/Ag = E°Ag+/Ag+RT
F Ln[Ag+] EAg+/Ag = 0,8 + 0,06log0,05
𝐄𝐀𝐠+/𝐀𝐠= 𝟎, 𝟕𝟐 𝐕/𝐄𝐒𝐇 EPb2+/Pb= E°Pb2+/Pb+RT
2FLn[Pb2+] EPb2+/Pb = −0,13 + 0,03log0,1
𝐄𝐏𝐛𝟐+/𝐏𝐛 = −𝟎, 𝟏𝟔 𝐕/𝐄𝐒𝐇
2. Faire un schéma où seront indiqués les polarités de chaque électrode, le sens de circulation des électrons et du courant.
3. Ecrire les demi-équations électroniques relatives à chaque électrode et l’équation globale de fonctionnement.
Cathode + Ag+ + e- Ag ×2 Anode - Pb Pb2+ + 2e
-Réaction globale 2 Ag+ + Pb 2Ag + Pb2+
4. Calculer la f.e.m en début de fonctionnement.
𝑓𝑒𝑚 = 𝐸𝑐 − 𝐸𝑎
35
𝑓𝑒𝑚 = 0,72 + 0,16 𝒇𝒆𝒎 = 𝟎, 𝟖𝟖 𝑽/𝑬𝑺𝑯 Exercice 9
Une pile est constituée à partir de deux demi-piles, reliées par un pont salin :
-demi-pile 1 : un fil d’argent de 1.08g plongeant dans une solution contenant des ions Ag+ à la concentration 0,10 mol.L-1
-demi-pile 2 : une lame de platine plongeant dans une solution contenant des ions Fe2+ à la concentration 0.20 mol.L-1 et des ions Fe3+ à la concentration 0,20 mol.L-1.
La réaction (1) Fe2+ + Ag+→ Ag (s) + Fe3+ a pour constante K=3,0 à 25°C.
Elle peut se produire, dans un sens à déterminer, lorsque la pile débite.
1. Donner l’expression du quotient de réaction Qr pour la réaction (1). Calculer sa valeur dans l’état initial, avant que la pile débite.
2. En déduire alors dans quel sens la réaction a lieu lorsque la pile débite.
3. Préciser la nature de l’anode et de la cathode de cette pile.
4. Faire un schéma annoté de la pile ; indiquer le sens du passage du courant et le sens du déplacement des électrons. Indiquer les polarités de la pile.
5. Donner les équations des réactions qui se produisent à chaque électrode.
6. On laisse la pile débiter et on constate au bout d’un certain temps que le fil d’argent a complètement disparu. Déterminer la quantité d’électricité qui a alors traversé le circuit.
On donne : F=96500 C ; M(Ag)=108 g/mol.
Solution
1. Donner l’expression du quotient de réaction Qr pour la réaction (1). Calculer sa valeur dans l’état initial, avant que la pile débite.
𝑄𝑟 = [𝐹𝑒3+]
[𝐹𝑒2+][𝐴𝑔+]= 0,2
0,2 × 0,1= 10 > 𝐾 2. En déduire alors dans quel sens la réaction a lieu lorsque la pile débite.
On :
𝑄𝑟 > 𝐾
Alors ma réaction doit évoluer dans le sens 2 sens de consommation de Fe3+
Ag (s) + Fe3+→ Fe2+ + Ag+ 3. Préciser la nature de l’anode et de la cathode de cette pile.
Cathode + Fe3+/ Fe2+
Anode - Ag+ /Ag
36
4. Faire un schéma annoté de la pile ; indiquer le sens du passage du courant et le sens du déplacement des électrons. Indiquer les polarités de la pile.
5. Donner les équations des réactions qui se produisent à chaque électrode.
Cathode + Fe3+ + e- → Fe2+
Anode - Ag (s) Ag+ + e-
Réaction globale Ag (s) + Fe3+→ Fe2+ + Ag+
6. On laisse la pile débiter et on constate au bout d’un certain temps que le fil d’argent a complètement disparu. Déterminer la quantité d’électricité qui a alors traversé le circuit.
𝑄 = 𝑛(𝑒−) × 𝐹 avec F=96500 C 𝑄 = 𝑚(𝐴𝑔)
𝑀(𝐴𝑔)× 𝐹 𝑄 =1,08
108 × 96500 𝐐 = 𝟗𝟔𝟓 𝐂
Exercice 10
On étudie la pile constituée par les deux demi-piles suivantes:
-demi-pile n°1 : Electrode de platine plongeant dans un mélange d’ions MnO4- (10-1 mol/L) et d’ions Mn2+ (10-2 mol.L-1). Le pH de cette solution est 2.
-demi-pile n°2 : Electrode de platine plongeant dans un mélange d’ions Sn2+ (10-2 mol.L-1) et d’ions Sn4+ (10-2 mol.L-1). Le pH de cette solution est 0.
1. Déterminer le potentiel de chaque électrode.
2. Déterminer les polarités de la pile ainsi constituée.
3. Calculer la f.e.m de cette pile.
37
4. On se propose de doser à pH=0, une solution de Sn2+ par une solution de permanganate de potassium.
4.1. Ecrire l’équation de la réaction
4.2. Calculer la constante d’équilibre de cette réaction.
Données : E°( MnO4-/ Mn2+)= 1,51 V à pH=0 ; E°(Sn4+ / Sn2+)= 0,15 V à pH=0 Solution
1. Déterminer le potentiel de chaque électrode.
✓ MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4H2O
E𝑀𝑛𝑂4−/ Mn2+ = E°𝑀𝑛𝑂4−/ Mn2++RT
5FLn[𝑀𝑛𝑂4−][𝐻+]8 [Mn2+] E𝑀𝑛𝑂4−/ Mn2+ = 1,51 +0,06
5 log0,1 × (10−2)8 0,01 𝐄𝑴𝒏𝑶𝟒−/ 𝐌𝐧𝟐+ = 𝟏, 𝟑𝟑 𝐕/𝐄𝐒𝐇
✓ Sn4+ + 2e- Sn2+
ESn4+/Sn2+ = E°Sn4+/Sn2+ +RT
2FLn[Sn4+] [Sn2+] ESn4+/Sn2+ = 0,15 + 0,03log0,1
0,1 𝐄𝐒𝐧𝟒+/𝐒𝐧𝟐+ = 𝟎, 𝟏𝟓 𝐕/𝐄𝐒𝐇 2. Déterminer les polarités de la pile ainsi constituée.
On a
𝐄𝑴𝒏𝑶
𝟒−/ 𝐌𝐧𝟐+ = 𝟏, 𝟑𝟑 𝐕/𝐄𝐒𝐇 et
𝐄𝐒𝐧𝟒+/𝐒𝐧𝟐+ = 𝟎, 𝟏𝟓 𝐕/𝐄𝐒𝐇 donc
𝐄𝑴𝒏𝑶
𝟒−/ 𝐌𝐧𝟐+ > 𝐄𝐒𝐧𝟒+/𝐒𝐧𝟐+
✓ Demi-pile n°1 : cathode : réduction : MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4H2O
✓ Demi-pile n°2 : anode : oxydation : Sn2+ Sn4+ + 2e-
3. Calculer la f.e.m de cette pile.
𝑓𝑒𝑚 = 𝐸𝑐 − 𝐸𝑎 𝑓𝑒𝑚 = 1,33 − 0,15 𝐟𝐞𝐦 = 𝟏, 𝟏𝟖 𝐕/𝐄𝐒𝐇
38 4.
4.1. Ecrire l’équation de la réaction
✓ Demi-réactions
MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4H2O × 2 Sn2+ Sn4+ + 2e- × 5
✓ Réaction globale :
2MnO4- + 5Sn2+ + 16H+ 2Mn2+ + 8H2O + 5Sn4+
4.2. Calculer la constante d’équilibre de cette réaction.
A l’équilibre on peut écrire que : 𝐾 = 10
(𝐄°𝑴𝒏𝑶𝟒−/ 𝐌𝐧𝟐+−𝐄°𝐒𝐧𝟒+/𝐒𝐧𝟐+)×𝟏𝟎 0.06
𝐾 = 10𝟏,𝟓𝟏−𝟎,𝟏𝟓0.006 𝐊 = 𝟒, 𝟔𝟒 × 𝟏𝟎𝟐𝟐𝟔 Exercice 11
On réalise une pile en plongeant une lame de zinc dans une solution de chlorure de zinc telle que [Zn2+] = 0.10 mol.L-1 et une lame de nickel dans une solution de chlorure de nickel telle que [Ni2+] = 0.10 mol.L-1. Les deux demi-piles sont reliées par un pont électrolytique.
La pile débite dans un conducteur ohmique.
1. Faire un schéma de la pile sur lequel vous indiquez, les sens de déplacement des électrons et du courant électrique à l’extérieur de la pile.
2. Déterminer la force électromotrice de cette pile.
3. Ecrire l’équation de fonctionnement de cette pile.
4. Déterminer la constante d’équilibre de cette pile.
5. Au bout d’un moment, la force électromotrice de la pile est E=0.45V. Déterminer le rapport [Zn2+]/[Ni2+] à cet instant.
Données : E°Zn2+/Zn = -0.76 V et E°Ni2+/Ni = -0.25 V.
Solution 1. Schéma de la pile :
39
2. Déterminer la force électromotrice de cette pile.
EZn2+/Zn= E°Zn2+/Zn+RT
2FLn[Zn2+] EZn2+/Zn= E°Zn2+/Zn+ 0,03Ln[Zn2+]
EZn2+/Zn = − 0.79 V/ENH ENi2+/Ni = E°Ni2+/Ni+RT
2FLn[Ni2+] ENi2+/Ni= E°Ni2+/Ni+ 0,03Ln[Ni2+]
ENi2+/Ni = −0.28 V/ENH 𝑓𝑒𝑚 = 𝐸𝑐 − 𝐸𝑎
𝑓𝑒𝑚 = −0,28 + 0,79 𝐟𝐞𝐦 = 𝟎, 𝟓𝟏 𝐕/𝐄𝐒𝐇 3. Ecrire l’équation de fonctionnement de cette pile.
✓ Borne positive : Cathode : réduction : Ni2+ + 2e- Ni
✓ Borne négative : anode : oxydation : Zn Zn2+ + 2e- .
✓ Réaction Bilan : Zn + Ni2+ Zn2+ + Ni 4. Déterminer la constante d’équilibre de cette pile.
A l’équilibre, 𝐟𝐞𝐦 = 𝟎 𝐕/𝐄𝐒𝐇
𝑓𝑒𝑚 = 𝐸𝑐− 𝐸𝑎 = 0 E°Zn2+/Zn+RT
2FLn[Zn2+] = E°Ni2+/Ni+RT
2FLn[Ni2+] 𝐾 =[Zn2+]
[Ni2+] = 10
E°Ni2+/Ni−E°Zn2+/Zn 0.03
40 𝐾 = [Zn2+]
[Ni2+] = 1017
Donc K = 1017 ; cela confirme que la réaction peut être considérée comme totale (K très élevé , en fin de réaction pratiquement tous les ions nickel ont disparus .)
5. Au bout d’un moment, la force électromotrice de la pile est E=0.45V. Déterminer le rapport [Ni
2+]
[Zn2+] à cet instant.
fem = E°Ni2+/Ni− E°Zn2+/Zn+ 0,03𝑙𝑜𝑔[Ni2+] [Zn2+] fem = ∆E° + 0,03𝑙𝑜𝑔[Ni2+]
[Zn2+] fem − ∆E° = 0,03𝑙𝑜𝑔[Ni2+] [Zn2+]
[Ni
2+]
[Zn
2+] = 10
fem−∆E°0,03[𝐍𝐢
𝟐+]
[𝐙𝐧
𝟐+] = 𝟏𝟎
−𝟐Exercice 12
Soit la pile : Fe/Fe2+//Sn2+/Sn
1. Quels sont les pôles positif et négatif de cette pile ?
2. Ecrivez les demi-réactions aux électrodes et l’équation bilan ?
3. Quelles sont les concentrations finales en ion Fe2+ et Sn2+ si chaque demi-pile contient au départ 50 mL de solution 0,1 M et si la lame de fer a diminué de 28 mg ?
Données : E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V ; E°(Sn2+/Sn) = -0,136 V.
Solution 1. les pôles positif et négatif de cette pile
On a : E°(Fe2+/Fe) < E°(Sn2+/Sn) - anode c’est le couple Fe2+/Fe + Cathode est le couple Sn2+/Sn
2. Ecrivez les demi-réactions aux électrodes et l’équation bilan ? - anode oxydation Fe Fe2+ + 2e-
+ Cathode Réduction Sn2+ + 2e- Sn
41 Réaction globale : Fe + Sn2+ Sn + Fe2+
3. Les concentrations finales en ion Fe2+ et Sn2+ si chaque demi-pile contient au départ 50 mL de solution 0,1 M et si la lame de fer a diminué de 28 mg ?
Fe + Sn2+ Sn + Fe2+
0,1 0,1
0,1-x 0,1+x
0,09 M 0,11 M
Avec
𝑥 =𝑛(𝐹𝑒)
𝑉 =𝑚(𝐹𝑒) 𝑀 × 𝑉 𝑥 = 28 × 10−3
56 × 50 × 10−3 = 0,01 𝑚𝑜𝑙/𝐿
42
REACTIONS DE PRECIPITATION