Exercices - Correction

(1)

Exercices - Correction

1. a) 0 b) 0

2. a) OH^-: O : -2 H : +1 b) SO42- : S : +6 O: -2 c) KMnO4: K: +1 Mn: +7 O: -2 d) SO3: S: +6 O: -2 e) Ca3(PO4)2: Ca: +2 P: +5 O: -2 f) Fe: Fe :0

g) NaCℓO4: Na: +1 Cl: +7 O: -2 h) Cu²⁺: Cu: +2 i) I2: I: 0

3. a) +6 b) +3 c) +4 d) -3 e) +1 f) +6 g) +2 4. a) oxydation b) réduction

5. b) Fe⁺² Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Fe⁺³ + 1 e^-

Justification : Oxydation = perte d’électron(s) = nombre d’oxydation qui augmente. On doit partir de Fe⁺² pour former du Fe⁺³.

6. c) Sn⁺²+ 2 e^- Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Sn⁰

Justification : Réduction = gain d’électron(s) = nombre d’oxydation qui diminue. On doit partir de Sn⁺² pour former du Sn⁰.

7. le réducteur ; l’oxydant ; oxydée ; réduite

8. N.O. : 0 +2 0 +2 Ba (s) + Cu²⁺(aq) Impossib le d'afficher

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Vérifiez que la liaison …Cu(s) + Ba²⁺(aq)

Oxydation: Ba° (s) Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison …Ba⁺²(aq)+ 2 e^-

Réduction : Cu⁺²(aq) + 2 e^- Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison …Cu (s)

Oxydant : Cu⁺² Réducteur : Ba°

Oxydée : Ba° Réduite: Cu²⁺

Justifications

Le nombre d’oxydation de l’élément baryum augmente au cours de la réaction, car il passe de 0 à +2. Le Ba° perd donc 2 perd 2 électrons. De ce fait, il est le réducteur, la réaction est une oxydation et le Ba° est oxydé.

Le nombre d’oxydation de l’élément cuivre diminue au cours de la réaction, car il de +2 à 0. Le Cu²⁺ gagne donc 2 électrons. De ce fait, il est l’oxydant, la réaction est une reduction et le Cu²⁺ est réduit.

9. Ex 5: Fe⁺²/Fe° Fe⁺³/Fe° Fe⁺³/Fe⁺² Ex.6 : Sn⁺²/Sn° Sn⁺⁴/Sn⁺²

Ex. 8: Ba⁺²/Ba° Cu⁺²/Cu°

10. a) Fe⁺²/Fe° Fe⁺³/Fe° Fe⁺³/Fe⁺² b) Pb⁺²/Pb° Pb⁺⁴/Pb° Pb⁺⁴/Pb⁺² c) Cu⁺²/Cu° Cu⁺¹/Cu° Cu⁺²/Cu⁺¹

(2)

11. a) N.O. +3 0 +2 0 Sb³⁺ + Fe Impossib le d'afficher

Vérifiez que la liaison … Fe²⁺ + Sb

Le nombre d’oxydation de l’élément fer passe de 0 à +2 au cours de la reaction.

Fe° perd donc 2 électrons. Fe° donc est le réducteur et la réaction est une oxidation.

Le nombre d’oxydation de l’élément antimoine passe de +3 à 0 au cours de la reaction. Sb³⁺ gagne donc 3 électrons. Sb³⁺est doncl’oxydant et la réaction est une réduction.

Oxydation : Fe° Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Fe⁺² + 2e │x3

ou 3 Fe° Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … 3 Fe⁺² + 6e

Réduction : Sb⁺³+ 3 e^- Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Sb° │x2

ou 2 Sb⁺³+ 6 e^- Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … 2 Sb°

Bilan : 3 Fe + 2 Sb⁺³ Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … 3 Fe⁺² + 2 Sb°

b) N.O. : +2 0 +2 0 Cu²⁺ + Zn Impossib le d'afficher

Vérifiez que la liaison … Zn²⁺ + Cu

Le nombre d’oxydation de l’élément zinc passe de 0 à +2 au cours de la reaction.

Zn° perd donc 2 électrons. Il est donc le réducteur et la réaction est une oxydation.

Le nombre d’oxydation de l’élément cuivre passe de +2 à 0 au cours de la reaction.

Cu⁺² gagne donc 2 électrons. Il est donc l’oxydant et la réaction est une réduction.

Oxydation : Zn° Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Zn⁺² + 2e

Réduction : Cu⁺² + 2 e^- Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Cu°

Bilan : Zn° + Cu⁺² Impossib le d'afficher l'image liée. Le fichier a peut-être été déplacé, ren ommé ou supprimé.

Vérifiez que la liaison … Zn⁺² + Cu°

12. On reconnaît une réaction d’oxydoréduction au fait que certains éléments (au maximum 2 éléments pour une réaction) ont leur nombre d’oxydation qui varie au cours de la réaction.

13. i) N.O. : 0 +1 0 +2

Ca + H2O  H2 + Ca(OH)2

Couples ox/red Oxydation: Ca°  Ca⁺² + 2e Ca⁺²/Ca°

Réduction: H⁺¹ + 1e  H° │x2 H⁺¹/H°

Bilan : Ca° + 2 H⁺¹ Ca⁺² + 2 H°

Equation de la réaction équilibrée:

Ca + 2 H2O  H2 + Ca(OH)2 Commentaire:

Il faut mettre un coefficient 2 devant H2O pour équilibrer le nombre d’atomes d’oxygène dans l’équation, mais en mettant ce coefficient 2, le rapport H/Ca devient 4 H pour 1 Ca, alors qu’il faudrait 2 H pour 1 Ca selon l’équation bilan.

En fait, sur les 4 atomes d’hydrogène provenant des 2 molécules d’eau, 2 sont réduits pour former H2 et 2 ne participent pas à la réaction oxred et se retrouvent

‘’intacts’’ dans l’hydroxyde de calcium. On a donc finalement 2 H⁺¹ réduit pour 1 Ca°

oxydé.

(3)

ii) N.O.: -4 0 +4 -2 -2 CH4 + O2  CO2 + H2O

Couples ox/red Oxydation: C^-4 C⁺⁴ + 8e C⁺⁴/C^-4 Réduction: O° + 2e  O^-2 │x 4 O°/O^-2 Bilan : C^-4 + 4 O°  C⁺⁴ + 4 O^-2

Attention: Il y des atomes d’oxygène, réduits aussi bien dans CO2 que dans H2O!

CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O iii) N.O.: -1 +1 0 -1

KI + NaClO + H2O  I2 + NaCl + KOH

Couples ox/red Oxydation: I^-1 I° + 1e │x 2 I°/ I^-1 Réduction: Cl⁺¹ + 2e  Cl^-1 Cl⁺¹/Cl^-1 Bilan : 2 l^-1 + Cl⁺¹ 2 I° + Cl^-1

2KI + NaClO + H2O  I2 + NaCl + 2 KOH

iv) N.O.: +5 0 +5 0 KClO3 + P + H2SO4 + H2O  H3PO4 + K2SO4 + Cl2

Couples ox/red Réduction: Cl⁺⁵ + 5e  Cl° Cl⁺⁵/Cl°

Oxydation: P°  P⁺⁵+ 5e P⁺⁵/P°

Bilan : Cl⁺⁵ + P° Cl° + P⁺⁵

( 2 Cl⁺⁵ + 2 P°^Cl²^{° + 2 P}⁺⁵ (On multiplie par 2 à cause de Cl2)) Equation de la réaction équilibrée:

2 KClO3 + 2 P + H2SO4 + 2 H2O  2 H3PO4 + K2SO4 + Cl2

v) N.O.: +7 -1 +2 0 KMnO4 + H2O2 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

Couples ox/red Oxydation: O^-1 O° + 1e │x 5 O°/O^-1 Réduction:Mn⁺⁷ + 5e  Mn⁺² Mn⁺⁷/Mn⁺² Bilan : 5 O^-1 + Mn⁺⁷  5 O° + Mn⁺²

(10 O^-1 + 2Mn⁺⁷ 10O° + 2Mn⁺²(On multiplie par 2 à cause de H2O2 etde O2)) Equation de la réaction équilibrée:

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2

(4)

vi) N.O.: +6 +2 +3 +4

Na2CrO4 + SnCl2 + HCl  CrCl3 + SnCl4 + H2O + NaCl Couples ox/red Oxydation: Sn⁺² Sn⁺⁴ + 2e │x 3 Sn⁺⁴/Sn⁺² Réduction:Cr⁺⁶ + 3e  Cr⁺³ │x 2 Cr⁺⁶/ Cr⁺³ Bilan : 3 Sn⁺² + 2 Cr⁺⁶ 3 Sn⁺⁴+ 2 Cr⁺³

2 Na2CrO4 + 3 SnCl2 + 16 HCl  2 CrCl3 + 3 SnCl4+ 8 H2O + 4 NaCl vii) N.O.: +7 -1 -1 +2 -1 0

KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2

Couples ox/red Oxydation: Cl^-1 Cl°+ 1e │x 5 Cl°/Cl^-1 Réduction:Mn⁺⁷ + 5e  Mn⁺² Mn⁺⁷/Mn⁺² Bilan : 5 Cl^-1 + Mn⁺⁷  5 Cl° + Mn⁺²

( 10 Cl^-1 + 2 Mn⁺⁷^{5 Cl}²^{° + 2 Mn}⁺² (On multiplie par 2 à cause de Cl2)) Equation de la réaction équilibrée:

Attention: Seuls 10 des 16 Cl^-1de HCl sont réduits en Cl°!

Le rapport Cl/Mn de l’équation bilan est donc respecté.

2 KMnO4 + 16 HCl  2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2

14. i) E°(Zn⁺²/Zn°) = -0.76 V et E°(Cl°/Cl^-1) = 1.36 V a) La réaction naturelle aura lieu entre Zn° et Cl°.

b) Zn° est le réducteur et Cl° l’oxydant.

Justifications Zn⁺²/Zn°:

Le couple Zn⁺²/Zn° a le potentiel standard le plus petit des deux couples considérés. Ce couple contient donc le réducteur de la réaction naturelle/spontanée.

Dans ce couple, le réducteur est l’espèce qui contient le plus d’électrons (qui a le nombre d’oxydation le plus petit). Il s’agit de Zn°.

Cl°/Cl^-1

Le couple Cl°/Cl^-1 a le potentiel standard le plus grand des deux couples considérés. Ce couple contient donc l’oxydant de la réaction naturelle/spontanée.

Dans ce couple, l’oxydant est l’espèce qui contient le moins d’électrons (qui a le nombre d’oxydation le plus grand). Il s’agit de Cl°.

ii) E°(Sn⁺⁴/Sn⁺²) = 0.15 V et E°(Mn⁺⁷/Mn⁺²) = 1.49 V a) La réaction naturelle aura lieu entre Sn⁺² et Mn⁺⁷. b) Sn⁺² est le réducteur et Mn⁺⁷ l’oxydant.

Justifications Sn⁺⁴/Sn⁺²

(5)

Le couple Sn⁺⁴/Sn⁺² a le potentiel standard le plus petit des deux couples considérés. Ce couple contient le réducteur de la réaction naturelle.

Dans ce couple, le réducteur est l’espèce qui contient le plus d’électrons (qui a le nombre d’oxydation le plus petit). Il s’agit de Sn⁺².

Mn⁺⁷/Mn⁺²

Le couple Mn⁺⁷/Mn⁺²a le potentiel standard le plus grand des deux couples considérés. Ce couple contient donc l’oxydant de la réaction naturelle.

Dans ce couple, l’oxydant est l’espèce qui contient le moins d’électrons (qui a le nombre d’oxydation le plus grand). Il s’agit de Mn⁺⁷.

iii) E°(Mg⁺²/Mg°) = - 2.37 V et E°(Cr⁺⁶/Cr⁺³) = 1.33 V a) La réaction naturelle aura lieu entre Mg° et Cr⁺⁶. b) Mg° est le réducteur et Cr⁺⁶l’oxydant.

Justifications Mg⁺²/Mg°

Le couple Mg⁺²/Mg° a le potentiel standard le plus petit des deux couples considérés. Ce couple contient le réducteur de la réaction naturelle.

Dans ce couple, le réducteur est l’espèce qui contient le plus d’électrons (qui a le nombre d’oxydation le plus petit). Il s’agit de Mg°.

Cr⁺⁶/Cr⁺³

Le couple Cr⁺⁶/Cr⁺³ a le potentiel standard le plus grand des deux couples considérés. Ce couple contient donc l’oxydant de la réaction naturelle.

Dans ce couple, l’oxydant est l’espèce qui contient le moins d’électrons (qui a le nombre d’oxydation le plus grand). Il s’agit de Cr⁺⁶.

15. PARTIE A

Etape 1 : Présenter tous les couples ox/red possibles auxquels les espèces chimiques mises à dispositions, peuvent appartenir, ainsi que leur potentiel.

Etape 2 : Déterminer quel rôle (oxydant ou réducteur), chaque réactif joue dans les couples de l’étape 1.

Dans un couple, l’oxydant est le membre du couple qui a le nombre d’oxydation le plus grand (le nombre d’électron le plus petit).

Réactifs

Espèces chimiques pouvant réagir

Couple ox/red avec potentiel

Rôle de l’espèce chimique dans le couple ox/red

i) tige de cadmium Cd° E°(Cd⁺²/Cd°) = -0.4 V réducteur ii) AgF(aq) Ag⁺¹

F^-1

E°(Ag⁺¹/Ag°) = 0.8 V E°(F°/F^-1) = 2.87 V

oxydant réducteur iii) HCl(aq) H⁺¹

Cl^-1

E°(2H⁺¹/H2) = 0 V E°(Cl2/2Cl^-1) = 1.36 V

oxydant réducteur iv) KMnO4(aq) Mn⁺⁷

K⁺¹

E°(M⁺⁷/Mn⁺²)= 1.49 V E°(K⁺¹/K°) = -2.92 V

oxydant oxydant

(6)

v) FeF2(aq) Fe⁺² Fe⁺² F^-

E°(Fe⁺²/Fe°) = - 0.41 V E°(Fe⁺³/Fe⁺²) = 0.77 V E°(F°/F^-1) = 2.87 V

oxydant réducteur réducteur

Etape 3 : Présenter les principes qui permettent de déterminer quelles sont les espèces chimiques qui réagiront :

a) La réaction spontanée des espèces chimiques de deux couples ox/red, a toujours lieu entre le réducteur le plus fort et l’oxydant le plus fort.

b) Le réducteur le plus fort se trouve dans le couple qui a le potentiel standard (E°) le plus petit des deux couples.

c) L’oxydant le plus fort se trouve dans le couple qui a le potentiel standard (E°) le plus grand des deux couples.

Etape 4 : Présenter tous les couples de réactifs possibles : Commentaires :

- Cd° est le réducteur qui a le potentiel le plus petit, il peut donc réagir avec tous les oxydants.

- Cl^- peut réagir avec tous les oxydants qui ont un E° plus grand que 1.36 V.

- F^- et K⁺¹ ne font aucune réaction, car il n’y a pas d’oxydant plus fort que le fluor, ni de réducteur plus fort que le potassium dans la liste des composés disponibles.

- Fe²⁺ réducteur peut réagir avec tous les oxydants qui ont un E° plus grand que 0.77 V

i) Cd° + Ag⁺¹ ii) Cd° + H⁺¹

iii) Cd° + Mn⁺⁷ (MnO4-) iv) Cl^-1 + Mn⁺⁷ (MnO4-) v) Fe⁺² + Ag⁺¹ vi) Fe⁺² + Mn⁺⁷ (MnO4-)

PARTIE B

i) Cd° + 2 Ag⁺¹ Cd⁺² + 2 Ag⁰ ii) Cd° + 2 H⁺¹ Cd⁺² + H2

iii) 5 Cd° + 2 Mn⁺⁷ 5 Cd⁺² + 2 Mn⁺² iv) 5 Cl^-1+ Mn⁺⁷ 5 Cl°+ Mn⁺² v) Fe⁺² + Ag⁺¹ Fe⁺³ + Ag°

vi) 5 Fe⁺² + Mn⁺⁷ 5 Fe⁺³ + Mn⁺²

16. une seule ; fort ; fort ; petit ; grand.

17. oxydation ; de réduction.

18. E°(Pb⁺²/Pb°) = - 0.13 V

 potentiel standard le plus petit  Ce couple contient le réducteur le plus fort (Pb°)  réaction d’oxydation.

E°(Ag⁺¹/Ag°) = 0.8 V

 potentiel standard le plus grand  Ce couple contient l’oxydant le plus fort (Ag⁺¹)

 réaction de réduction.

(7)

a) Oxydation= anode: Pb°  Pb⁺² + 2e

Réduction= cathode: Ag⁺¹ + 1e  Ag° │x2 Bilan : Pb°+ 2 Ag⁺¹ Pb⁺² + 2 Ag°

b)

19. Non. Le temps de fonctionnement d’une pile dépend de la quantité de réactifs disponible pour faire la réaction. Nous pouvons simplifier en affirmant que si un des deux réactifs (l’oxydant ou le réducteur) ou les deux réactifs ont été totalement consommés, la réaction d’oxydoréduction ne peut plus avoir lieu et donc la pile s’arrête. La pile s’arrête lorsque sa force électromotrice est nulle (∆E°=0).

20. a) On observe un dépôt de cuivre métallique sur le clou en quelques secondes. Si on attend assez longtemps, la couleur bleue de la solution due aux ions cuivre (II), se dissipe, car les ions Cu²⁺ sont consommés au cours de la réaction et elle est remplacée par une coloration vert pâle due à la formation d’ions Fe²⁺.

Oxydation : Fe°  Fe⁺² + 2e Réduction : Cu⁺² + 2e  Cu°

Bilan : Fe° + Cu⁺² Fe⁺² + Cu°

Réaction d’oxydo-réduction.

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

b) Non. On parle de pile lorsque le courant fournit par la réaction d’oxydoréduction (donc les électrons qui sont échangés lors de la réaction) peut être utilisé pour faire fonctionner un appareil électrique. Une pile implique que la réaction d’oxydation et celle de réduction aient lieu dans des compartiments séparés, afin que les électrons ne soient pas échangés directement entre l’espèce oxydée et réduite, mais qu’ils passent dans un circuit électrique avant d’être utilisés pour effectuer la réaction chimique. Ce n’est pas la réaction d’oxydoréduction qui définit si on a à faire à une pile ou non, mais le montage dans lequel se déroule la réaction.

Lorsqu’un clou est plongé dans une solution de sulfate de cuivre (II), l’oxydant et le réducteur sont en contact direct l’un avec l’autre. Autrement dit, le courant formé par les électrons utilisés pour faire la réaction n’est pas ‘’récupéré’’, il ne s’agit donc pas d’une pile.

Volt

Cathode +

Anode - Pb° Ag°

Ag⁺ Cl^- K⁺

e^-

Pb²⁺

salin

X^2- X^-

X^2- et X^- = anions

(8)

21. Tous les couples avec leur potentiel : ∆E°(Pb⁺⁴/Pb°) pas dans la CRM

∆E°(Fe⁺²/Fe°) = -0.41 V < ∆E°(Pb⁺²/Pb°) = -0.13 < ∆E°(Fe⁺³/Fe°) = -0.036 V <

∆E°(Cu⁺²/Cu⁺¹) = 0.16 V < ∆E°(Cu⁺²/Cu°) = 0.34 V < ∆E°(Cu⁺¹/Cu°) = 0.52 V <

∆E°(Fe⁺³/Fe⁺²) = 0.77 V < ∆E°(Pb⁺⁴/Pb⁺²) = ∆E°(PbO2/PbSO4)= 1.68 V

- Fe(s)│Fe⁺²(aq) ║ Pb⁺²(aq)│Pb(s) + Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e Réduction = cathode : Pb⁺² + 2e  Pb°

Bilan : Fe° + Pb⁺² Fe⁺² + Pb°

Oxydant : Pb⁺² Réducteur : Fe°

∆E°= -0.13 –(-0.41) = 0.28 V

- Fe(s)│Fe⁺²(aq) ║Fe⁺³(aq)│Fe(s) +

Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e │x3 Réduction = cathode : Fe⁺³ + 3e  Fe°│x2 Bilan : 2 Fe⁺³ + 3 Fe°  3 Fe⁺² + 2 Fe°

Oxydant : Fe⁺³ Réducteur : Fe°

∆E°= -0.036 –(-0.41) = 0.374 V - Fe(s)│Fe⁺²(aq)║Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)│Pt(s)+

Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e

Réduction = cathode : Cu⁺²+ 1e  Cu⁺¹│x2 Bilan : 2 Cu⁺²+ Fe°  Fe⁺² + 2 Cu⁺¹

Oxydant : Cu⁺² Réducteur : Fe°

∆E°= 0.16 –(-0.41) = 0.57 V

- Fe(s)│Fe⁺²(aq) ║Cu⁺²(aq)│Cu(s) + Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e Réduction = cathode : Cu⁺² + 2e  Cu°

Bilan : Cu⁺² + Fe°  Fe⁺²+ Cu°

∆E°=0.34 –(-0.41) = 0.75 V - Fe(s)│Fe⁺²(aq) ║Cu⁺¹(aq)│Cu(s) +

Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e Réduction = cathode : Cu⁺¹ + 1e  Cu°│x2 Bilan : 2 Cu⁺¹ + Fe°  Fe⁺² + 2 Cu°

Oxydant : Cu⁺¹ Réducteur : Fe°

∆E°= 0.52 –(-0.41) = 0.93 V

- Fe(s)│Fe⁺²(aq) ║Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)│Pt(s) + Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e

Réduction = cathode : Fe⁺³ + 1e  Fe⁺²│x2 Bilan : 2 Fe⁺³ + Fe°  3 Fe⁺²

Oxydant: Fe⁺³ Réducteur : Fe°

∆E°= 0.77 –(-0.41) = 1.18 V -Fe(s)│Fe⁺²(aq)║Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s)+

Oxydation = anode : Fe°  Fe⁺² + 2e Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺² Bilan : Pb⁺⁴ + Fe°  Fe⁺² + Pb⁺²

Oxydant: Pb⁺⁴ Réducteur : Fe°

∆E°= 1.68 –(-0.41) = 2.09 V

- Pb(s)│Pb⁺²(aq) ║ Fe⁺³(aq)│Fe(s) + Oxydation = anode : Pb° Pb⁺² + 2e │x3 Réduction = cathode : Fe⁺³ + 3e  Fe°│x2 Bilan : 2 Fe⁺³ + 3 Pb° 3 Pb⁺² + 2 Fe°

Oxydant : Fe⁺³ Réducteur : Pb°

∆E° = -0.036 – (-0.13) = 0.094 V - Pb(s)│Pb⁺²(aq)║Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)│Pt(s) +

Oxydation = anode : Pb° Pb⁺² + 2e

Réduction = cathode : Cu⁺²+ 1e  Cu⁺¹│x2 Bilan : 2 Cu⁺²+ Pb° Pb⁺² + 2 Cu⁺¹

Oxydant : Cu⁺² Réducteur : Pb°

∆E°= 0.16 – (-0.13) = 0.29 V

- Pb(s)│Pb⁺²(aq) ║Cu⁺²(aq)│Cu(s) + Oxydation = anode : Pb° Pb⁺² + 2e Réduction = cathode : Cu⁺² + 2e  Cu°

Bilan: Cu⁺² + Pb° Pb⁺² + Cu°

Oxydant: Cu⁺² Réducteur : Pb°

∆E°= 0.34 – (-0.13) = 0.47 V

(9)

- Pb(s)│Pb⁺²(aq) ║Cu⁺¹(aq)│Cu(s) + Oxydation = anode : Pb° Pb⁺² + 2e

Réduction = cathode : Cu⁺¹ + 1e  Cu°│x2 Bilan : 2 Cu⁺¹ + Pb° Pb⁺² + 2 Cu°

Oxydant : Cu⁺¹ Réducteur : Pb°

∆E°= 0.52 – (-0.13) = 0.65 V

- Pb(s)│Pb⁺²(aq)║Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)│Pt(s) + Oxydation = anode : Pb° Pb⁺² + 2e

Réduction = cathode : Fe⁺³ + 1e  Fe⁺²│x2 Bilan : 2 Fe⁺³ + Pb° Pb⁺² + 2 Fe⁺²

Oxydant: Fe⁺³ Réducteur : Pb°

∆E°= 0.77 – (-0.13) = 0.9 V - Pb(s)│Pb⁺²(aq)║Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s)+

Oxydation = anode : Pb° Pb⁺² + 2e Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺² Bilan : Pb⁺⁴ + Pb° 2 Pb⁺²

Oxydant : Pb⁺⁴ Réducteur : Pb°

∆E°= 1.68 – (-0.13) = 1.81 V

- Fe(s)│Fe⁺³(aq)║Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)│Pt(s) + Oxydation = anode : Fe°Fe⁺³ + 3e

Réduction= cathode : Cu⁺²+ 1e  Cu⁺¹│x3 Bilan : 3 Cu⁺²+ Fe° Fe⁺³ + 3 Cu⁺¹

∆E° = 0.16 – (-0.036) = 0.196 V - Fe(s)│Fe⁺³(aq)║Cu⁺²(aq)│Cu(s) +

Oxydation = anode : Fe°Fe⁺³ + 3e │x2 Réduction = cathode : Cu⁺² + 2e  Cu°│x3 Bilan : 3 Cu⁺² + 2 Fe° 2 Fe⁺³ + 3 Cu°

Oxydant: Cu⁺² Réducteur : Fe°

∆E°= 0.34 – (-0.036) = 0.376 V

- Fe(s)│Fe⁺³(aq)║Cu⁺¹(aq)│Cu(s) + Oxydation = anode : Fe°Fe⁺³ + 3e Réduction = cathode :Cu⁺¹ + 1e  Cu°│x3 Bilan : 3 Cu⁺¹ + Fe°Fe⁺³ + 3 Cu°

Oxydant: Cu⁺¹ Réducteur : Fe°

∆E°= 0.52 – (-0.036) = 0.556 V - Fe(s)│Fe⁺³(aq)║Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)│Pt(s) +

Oxydation = anode : Fe°Fe⁺³ + 3e

Réduction = cathode : Fe⁺³ + 1e  Fe⁺²│x3 Bilan : 3 Fe⁺³ + Fe°Fe⁺³ + 3 Fe⁺²

Oxydant: Fe⁺³ Réducteur : Fe°

∆E°= 0.77 – (-0.036) = 0.806 V

- Fe(s)│Fe⁺³(aq)║Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s) + Oxydation = anode : Fe°Fe⁺³ + 3e │x2 Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺²│x3 Bilan : 3 Pb⁺⁴+ 2 Fe° 2 Fe⁺³ + 3 Pb⁺² Oxydant: Pb⁺⁴ Réducteur : Fe°

∆E°= 1.68 – (-0.036) = 1.716 V - Pt(s)│Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)║Cu⁺²(aq)│Cu(s) +

Oxydation = anode : Cu⁺¹ Cu⁺²+ 1e │x2 Réduction = cathode : Cu⁺² + 2e  Cu°

Bilan : Cu⁺² + 2 Cu⁺¹ 2 Cu⁺²+ Cu°

Oxydant: Cu⁺² Réducteur : Cu⁺¹

∆E° = 0.34 – 0.16 = 0.18 V

- Pt(s)│Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)║Cu⁺¹(aq)│Cu(s) + Oxydation = anode : Cu⁺¹ Cu⁺²+ 1e

Réduction = cathode : Cu⁺¹ + 1e  Cu°

Bilan : 2 Cu⁺¹ Cu⁺²+ Cu°

Oxydant: Cu⁺¹ Réducteur : Cu⁺¹

∆E°= 0.52 – 0.16 = 0.36 V

-Pt(s)│Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)║Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)│Pt(s) +

Oxydation = anode : Cu⁺¹ Cu⁺²+ 1e Réduction = cathode : Fe⁺³ + 1e  Fe⁺² Bilan : Fe⁺³ + Cu⁺¹ Cu⁺²+ Fe⁺²

Oxydant: Fe⁺³ Réducteur : Cu⁺¹

∆E°= 0.77 – 0.16 = 0.61 V

- Pt(s)│Cu⁺²(aq),Cu⁺¹(aq)║Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s) +

Oxydation = anode : Cu⁺¹ Cu⁺²+ 1e │x2 Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺² Bilan : Pb⁺⁴ + 2 Cu⁺¹ 2 Cu⁺²+ Pb⁺² Oxydant: Pb⁺⁴ Réducteur : Cu⁺¹

∆E°= 1.68 – 0.16 = 1.52 V

(10)

- Cu(s)│Cu⁺²(aq)║Cu⁺¹(aq) │Cu(s) + Oxydation = anode : Cu° Cu⁺²+ 2e Réduction = cathode : Cu⁺¹ + 1e  Cu°│x2 Bilan : 2 Cu⁺¹ + Cu° Cu⁺²+ 2 Cu°

Oxydant: Cu⁺¹ Réducteur : Cu°

∆E° = 0.52 – 0.34 = 0.18 V

- Cu(s)│Cu⁺²(aq)║Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)│Pt(s) + Oxydation = anode : Cu° Cu⁺²+ 2e

Réduction = cathode : Fe⁺³ + 1e  Fe⁺²│x2 Bilan : 2 Fe⁺³ + Cu° Cu⁺²+ 2 Fe⁺²

Oxydant : Fe⁺³ Réducteur : Cu°

∆E°= 0.77 – 0.34 = 0.43 V - Cu(s)│Cu⁺²(aq)║Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s) +

Oxydation = anode : Cu°  Cu⁺² + 2e Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺² Bilan : Pb⁺⁴ + Cu° Cu⁺²+ Pb⁺²

Oxydant : Pb⁺⁴ Réducteur : Cu°

∆E°=1.68 – 0.34 = 1.34 V

- Cu(s)│Cu⁺¹(aq)║Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)│Pt(s) + Oxydation = anode : Cu°  Cu⁺¹ + 1e Réduction = cathode : Fe⁺³ + 1e  Fe⁺² Bilan : Fe⁺³ + Cu° Cu⁺¹+ Fe⁺²

Oxydant : Fe⁺³ Réducteur : Cu°

∆E° = 0.77 – 0.52 = 0.25 V - Cu(s)│Cu⁺¹(aq)║Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s) +

Oxydation = anode : Cu°  Cu⁺¹ + 1e │x2 Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺² Bilan : Pb⁺⁴ + 2 Cu°  2 Cu⁺¹ + Pb⁺² Oxydant : Pb⁺⁴ Réducteur : Cu°

∆E°= 1.68 – 0.52 = 1.16 V

- Pt(s)│Fe⁺³(aq),Fe⁺²(aq)║ Pb⁺⁴(aq), Pb⁺²(aq)│Pt(s)+

Oxydation = anode : Fe⁺²Fe⁺³ + 1e │x2 Réduction = cathode : Pb⁺⁴ + 2e  Pb⁺² Bilan : Pb⁺⁴ + 2 Fe⁺² 2 Fe⁺³ + Pb⁺² Oxydant : Pb⁺⁴ Réducteur : Fe⁺²

∆E° = 1.68 – 0.77 = 0.91 V

g) La pile cessera de fonctionner lorsqu’un des réactifs, ou les 2 réactifs, seront consommés, car la réaction d’oxydo-réduction s’arrêtera et plus aucun électron ne sera transporté de l’anode à la cathode. La force électromotrice de la pile sera alors de 0 V.

f) Cas général ou une des 2 espèces du couple forme l’électrode

Anode - +Cathode

Cl^- K⁺ Réducteur

Oxydé=ion Oxydant = ion

Réduit e^-

(11)

Cas général où les 2 espèces du couple sont des ions en solution

Anode - +Cathode

Cl^- K⁺ Electrode inerte Pt(s)

Réducteur _Oxydant

e^-

Electrode inerte Pt(s)

Réducteur + Oxydé = ions Oxydé

Oxydant + réduit = ions réduit