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Transformations chimiques 5 - Travaux dirigésLangevin-Wallon, PTSI 2017-2018 OxydoréductionTransformations chimiques 5 - Travaux dirigésLangevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Oxydoréduction

Sauf précision contraire, la température est de 25 ◦C, ce qui permet d"approximerRTF ln10 = 0,059V.Exercices

Exercice 1 :

Équations bilan d"o xydoréduction[ ]

On s"intéresse aux couples MnO

-4/Mn2+, HClO(aq)/Cl2(g)et Cl2(g)/Cl-. On rappelle que MnO-4est l"ion perman- ganate et HClO est l"acide hypochloreux.

1 -Écrire et équilibrer les demi-équations de chacun des couples en milieu acide.

2 -Lorsque la réaction est possible, écrire l"équation bilan de la réaction entre

?l"acide hypochloreux et l"ion manganèse; ?l"ion manganèse et l"ion chlorure; ?l"ion manganèse et le dichlore;?le permanganate et le dichlore; ?le permanganate et l"ion chlorure; ?le dichlore sur lui-même.

Exercice 2 :

Nomb resd"o xydationdu chrome [ ]

Le chrome Cr a pour numéro atomiqueZ= 24, et il est moins électronégatif que l"oxygène.

1 -Donner lenodu chrome au sein des espèces Cr(s), Cr2+et Cr3+.

2 -Sans représenter de schéma de Lewis, déterminer lenodu chrome dans les espèces CrO2-4et Cr2O2-7. On précise

qu"il n"y a pas de liaison Cr-Cr dans le dichromate.

3 -Justifier que Cr2O2-7et Cr3+forment un couple redox. Identifier l"oxydant et le réducteur. Écrireensuitela

demi-équation associée, en milieu acide et en milieu basique.

4 -Justifier que CrO2-4et Cr2O2-7ne forment pas un couple redox. Montrer qu"il s"agit d"un couple acide-base par

écriture d"une demi-équation.

Exercice 3 :

Nomb resd"o xydationdu soufre [ ]

Le soufre S est situé juste en dessous de l"oxygène dans le tableau périodique.

1 -Déterminer sans construire de schéma de Lewis lenodu soufre dans les espèces chimiques SO2, SO2-4et SO3.

2 -Calculer par la même méthode lenodu soufre dans les espèces S2O2-3et S4O2-6.

3 -Écrire la formule de Lewis de S2O2-3et S4O2-6. Un atome de soufre est central dans l"ion thiosulfateS2O2-3, et l"ion

tétrathionate S

4O2-6présente une liaison simple O-O.

4 -Que peut-on conclure de ces représentations à propos dunodu soufre? D"où vient le "problème»? Que représente

lenocalculé à la question 2?

Exercice 4 :

Di smutationdu dio xyded"azote [ ]

En présence d"eau, le dioxyde d"azote NO

2(g)peut se dismuter en ions nitrates NO-

3(aq)et nitrites NO-

2(aq). Cette

réaction produit des protons H +, à l"origine des pluies acides.

1 -Écrire les demi-équations de transfert électronique et la relation de Nernst pour les deux couples NO-

3(aq)/NO2(g)

(potentiel standardE◦1= 0,83V) et NO2(g)/NO-

2(aq)(potentiel standardE◦2= 0,85V).

2 -Justifier à l"aide de diagrammes de prédominance que NO2se dismute. On choisirapNO2= 1baret une concen-

tration frontière 1mol·L-1à pH nul.

3 -Écrire l"équation bilan de l"équation de dismutation.

4 -Exprimer sa constante d"équilibreK◦en fonction des potentiels standard et calculer sa valeur numérique.

1/4Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Exercice 5 :

Éthylotest [ ]Peu après avoir été consommé, l"alcool (éthanol de formule CH

3CH2OH) passe dans le

sang au niveau de l"intestin grêle. Ensuite, des échanges gazeux s"effectuent dans les alvéoles

pulmonaires : le sang se charge en dioxygène et se libère du dioxyde de carbone ainsi que d"une

partie de l"alcool. Ces vapeurs sont expirées dans l"air avec une concentration en alcool 2100

fois inférieure à celle du sang. Le seuil limite autorisé pour la conduite est de 0,50g d"éthanol

par litre de sang. Les alcootests jetables sont constitués d"un sachet gonflable de capacité 1L et d"un tube en verre contenant des cristaux orangés de dichromate de potassium K

2Cr2O7en milieu acide.

Ceux-ci se colorent en vert au contact de l"alcool.

Données :

?Potentiels standard : couple Cr2O2-7/Cr3+E◦1= 1,33V; couple CH3COOH/CH3CH2OHE◦2= 0,19V; ?Masses molaires atomiques :MH= 1g·mol-1;MC= 12g·mol-1;MO= 16g·mol-1;MK= 39g·mol-1; M

Cr= 52g·mol-1.

1 -Écrire l"équation de la transformation responsable du changement de couleur. Identifier l"espèce oxydée et l"espèce

réduite.

2 -Calculer la constante d"équilibre de la réaction. Commenter.

3 -Déterminer la quantité de matière d"alcool expirée par litre d"air dans l"hypothèse d"une alcoolémie atteignant le

seuil de 0,50g d"alcool par litre de sang.

4 -En déduire la masse de dichromate de potassium devant être placée avant le trait de jauge afin que celui-ci indique

le seuil limite.

Exercice 6 :

Pi lea rgent-zinc[ ]

On s"intéresse à la pile schématisée parAg(s)|Ag+(c)?Zn2+(c?)|Zn(s)avecc= 0,18mol·L-1etc?= 0,30mol·L-1.

Le compartiment de gauche a un volumeV= 100mL, celui de droite un volumeV?= 250mL. Données :E◦(Zn2+/Zn) =-0,76VetE◦(Ag+/Ag) = +0,80V

1 -Déterminer la f.é.m. de la pile. Identifier alors l"anode et la cathode.

2 -Écrire les réactions électrochimiques aux électrodes puis la réaction de fonctionnement qui se produit lorsque la

pile débite.

3 -Schématiser le déplacement des porteurs de charge dans chaque partie de la pile lorsqu"elle débite du courant.

4 -Déterminer la composition de la pile lorsqu"elle est usée. Quelle quantité d"électricité, en coulombs, a-t-elle

débité?

Exercice 7 :

Stabili sationdu cuivre (I) pa rp récipitation[ ]

L"objectif de cet exercice est d"étudier la stabilisation du cuivre auno+I par précipitation, qui illustre plus

généralement l"influence de la précipitation sur l"oxydoréduction. Données :potentiels standards des couples Cu+/CuE◦1= 0,52Vet Cu2+/Cu+:E◦2= 0,16V.

1 -Montrer à partir de diagrammes de stabilité que l"ion Cu+est instable. Pour simplifier, on prendra 1mol·L-1

comme concentration frontière. Qu"observe-t-on? Les ions cuivre (I) forment avec les ions iodure I -le précipité CuI(s), de produit de solubilitéKs= 10-11.

2 -Écrire l"équation de dissolution du précipité, puis écrire les demi-équations redox pour les couples CuI/Cu et

Cu

2+/CuI.

3 -En déduire la relation de Nernst pour les couples CuI/Cu et Cu2+/CuI en notant leurs potentiels standardsE◦3etE◦4. Exprimer alorsE◦3en fonction de pKsetE◦1, et de mêmeE◦4en fonction de pKsetE◦2. Calculer les valeurs

numériques.

4 -Expliquer en quoi les ions cuivre (I) sont stabilisés en présence d"iodure.

2/4Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Exercice 8 :

Dosage colo rimétriqueen retour [ ]

On s"intéresse à un dosage colorimétrique d"une solution de dichromate de potassium par les ions fer (II) dans en

milieu sulfurique garantissant un pH très acide. On donne les potentiels standard E ◦1=E◦(Cr2O72-/Cr3+) = 1,33VetE◦2=E◦(Fe3+/Fe2+) = 0,77V. En milieu acide, l"ion dichromate est orange et l"ion chrome (III) est vert, alors que l"ion Fe

2+est vert pâle et l"ion

Fe

3+est jaune-orangé.

1 -Écrire l"équation bilan du titrage redox direct.

2 -Calculer sa constante d"équilibre. Cette réaction est-elle adaptée à un titrage? Pourquoi est-elle malgré tout peu

adaptée à un titrage colorimétrique?

3 -Justifier qu"il serait possible de suivre la réaction par potentiométrie. Déterminer le sens du saut de potentiel qui

serait observé : est-il descendant ou montant?

Pour contourner la difficulté sans montage de potentiométrie, on effectue un dosage en retour. Dans un bécher,

on verseV1= 4,0mLde la solution de dichromate de potassium dont on cherche la concentrationC1. On y ajoute

V

2= 10,0mLd"une solution de sulfate de fer (II) en milieu sulfurique de concentrationC2= 0,10mol·L-1et

90,0mL d"eau. On verse ensuite par une burette une solution de permanganate de potassium de concentration

C

3= 1,0·10-2mol·L-1. Une coloration violette, caractéristique du permanganate en solution, apparaît lorsque

V

3E= 12mLont été versés.

4 -Comment peut-on s"assurer qualitativement que les ions fer (II) ont bien été apportés en excès par rapport au

dichromate?

5 -Écrire l"équation bilan du titrage en retour.

6 -Déterminer la concentrationC1de la solution de dichromate de potassium.Annale de concours

Exercice 9 :

Pile à combustible à o xydesolide [écrit PT 2015, ]

Le principe de la pile à combustible consiste à utiliser du dihydrogène pour stocker et transporter de l"énergie.

Une pile à combustible est un assemblage de cellules élémentaires, en nombre suffisant pour assurer la production

électrochimique d"électricité dans les conditions de tension et d"intensité voulues. De façon générale, le fonctionnement

électrochimique d"une cellule élémentaire de pile à combustible peut être représenté selon le schéma figure 1.Figure 1-Schéma de principe d"une pile à combustible.

Chaque cellule élémentaire est constituée de deux compartiments disjoints alimentés chacun en gaz dihydrogène

et dioxygène. Les électrodes sont séparées par un électrolyte solide qui laisse passer les anions oxygène. Les couples

d"oxydoréduction mis en jeu dans la réaction sont H (aq)/H2(g)et O2(g)/H2O(liq).

1 -Indiquer les configurations électroniques fondamentales des atomes constitutifs des réactifs et du produit. En

déduire les schémas de Lewis des trois molécules.

2 -À partir des informations du schéma, attribuer et justifier le choix de la cathode et de l"anode aux électrodes 1

et 2, ainsi que le sens de circulation des électrons.

3 -Écrire les demi-équations électroniques pour chaque couple mis en jeu, quand la pile débite.

4 -Le réactif qui est oxydé est appelé le combustible de la pile. Parmi les espèces chimiques présentes dans les

3/4Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018 couples, laquelle constitue le combustible?

5 -En déduire l"équation de la réaction modélisant la transformation ayant lieu dans la cellule de réaction.

Dans un véhicule motorisé fonctionnant grâce à une pile à combustible, on estime à 1,5kg la masse de dihydrogène

nécessaire pour parcourir 250km.

6 -Calculer la quantité de matière de dihydrogène correspondant à cette masse, puis le volume occupé par cette

quantité de gaz à 20 ◦C sous pression atmosphérique.

7 -Quel est l"avantage pour l"environnement de l"utilisation d"une pile à combustible au dihydrogène par rapport à

un carburant classique? Quel en est l"inconvénient majeur?

Exercice 10 :

A ccumulateurlithium métal [o ralbanque PT, ]

On étudie ici l"accumulateur lithium-oxyde de manganèse, qui représente environ 80% du marché des batteries au

lithium. La première électrode est en dixoyde de manganèse MnO

2, la deuxième en lithium Li. Ces deux électrodes

baignent dans un électrolyte organique contenant des ions Li

Données :

?Numéro atomique du lithium :Z= 3; ?Masse molaire du lithium :M= 5,9g·mol-1; ?Potentiels standard :E◦1(Li+/Li(s)) =-3,03VetE◦2(MnO2(s)/LiMnO2(s)) = 0,65V.

1 -Donner la configuration électronique du lithium. Indiquer sa position dans le tableau périodique. Pourquoi choisir

un électrolyte organique plutôt que de l"eau?

2 -Écrire les réactions aux électrodes lorsque l"accumulateur fonctionne en générateur, ainsi que la réaction globale

de fonctionnement.

3 -La pile contient elle un pont salin ou équivalent? Pourquoi?

4 -Déterminer la force électromotrice de la pile.

5 -Déterminer la capacitéCde la pile en A·h pour une masse initiale de 2g de lithium.

Exercice 11 :

Dosage d"une solution d" hypochloritede so dium[écri tPT 2016, ]

Après avoir introduit un volumeV0= 2,00mLd"une solution commerciale d"hypochlorite de sodium (Na++ClO-)

dans une fiole jaugée de volumeVf= 100mL, on complète avec de l"eau distillée jusqu"au trait de jauge. À un

volumeV= 10,0mLde cette solution fille, on ajoute environ 10mL d"une solution d"iodure de potassium (K++I-)

à 15% en masse et 5,0mL d"acide éthanoïque CH

3CO2H(aq)à 3,0mol·L-1. L"échantillon obtenu est titré par une

solution de thiosulfate de sodium (2Na++ S2O2-3) de concentrationC= 2,0·10-2mol·L-1. Le volume équivalent

est égal àV?= 16,0mL.

Données :potentiels standards à 298K

E ◦(ClO-/Cl-) = 0,89VE◦(I2/I-) = 0,54VE◦(S4O2-6/S2O2-3) = 0,08V

1 -Proposer une équation pour la réaction entre les ions hypochlorite ClO-et les ions iodure I-. Prévoir qualitati-

vement le caractère favorisé ou défavorisé de la réaction.

2 -Proposer une équation pour la réaction de titrage du diiode I2par les ions thiosulfate S2O2-3. Prévoir qualitati-

vement le caractère favorisé ou défavorisé de la réaction.

3 -Sachant que les ions iodure et l"acide éthanoïque sont introduits en excès, déterminer la concentration en ions

hypochlorite dans la solution commerciale.

4/4Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

Transformations chimiques 5 - Correction des travaux dirigésLangevin-Wallon, PTSI 2017-2018

OxydoréductionTransformations chimiques 5 - Correction des travaux dirigésLangevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Oxydoréduction

Exercices

Exercice 1 :

Équations bilan d"o xydoréduction

1MnO -4+ 8H++ 5e-= Mn2++ 4H2O

2HClO + 2H

++ 2e-= Cl2+ 2H2O Cl

2+ 2e-= 2Cl-

2?Pas de difficulté :

10HClO + 2Mn

2+= 5Cl2+ 2H2O + 2MnO-4+ 6H+

?Pas de réaction entre Mn2+et Cl-car ce sont deux réducteurs. ?Comme Mn2+est un réducteur, Cl2intervient forcément en tant qu"oxydant : 2Mn

2++ 8H2O + 5Cl2= 2MnO-4+ 16H++ 10Cl-

?Comme MnO-4est un oxydant, Cl2intervient forcément en tant que réducteur : 2MnO -4+ 6H++ 5Cl2+ 2H2O = 2Mn2++ 10HClO ?Pas de difficulté : 2MnO -4+ 16H++ 10Cl-= 2Mn2++ 8H2O + 5Cl2 ?Le dichlore intervient en tant qu"oxydant et réducteur (dismutation) : Cl

2+ H2O = Cl-+ HClO + H+

Exercice 2 :

Nomb resd"o xydationdu chrome

1Le nombre d"oxydation d"un édifice monoatomique est égal à la charge de cet édifice, donc

no(Cr) = 0no(Cr2+) = +IIno(Cr3+) = +III2Comme l"oxygène est le plus électronégatif des éléments présents dans l"édifice, alors sonnoest égal à-II. La

somme desnoétant égale à la charge totale de l"édifice, on en déduit ?pour l"ion chromate CrO2-4:no(Cr) + 4no(O) =no(Cr)-8 =-2, doncno(Cr) =+VI. ?pour l"ion dichromate Cr2O2-7:2no(Cr) + 7no(O) =no(Cr)-14 =-2, doncno(Cr) =+VI.

3Le chrome possède unnombre d"oxydation différentdans les deux espèces, elles forment donc un couple redox.

Lenodu chrome est plus élevé dans l"ion dichromate, c"est donc lui l"oxydant. En milieu acide, la demi-équation

s"écrit Cr

2O2-7+ 14H++ 6e-= 2Cr3++ 7H2O.Rappel de méthode :on équilibre d"abord l"élément autre que O et H, puis ensuite O en rajoutant

des molécules d"eau, puis ensuite H en rajoutant des protons H +, et enfin la charge en rajoutant les électrons.En milieu basique, on obtient cette fois Cr

2O2-7+ 7H2O + 6e-= 2Cr3++ 14HO-.1/10Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

Correction TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Rappel de méthode :Le plus fiable pour équilibrer une demi-équation redox en milieu basique est

d"abord de l"écrire en milieu acide, puis de rajouter (des deux côtés) autant de HO -que nécessaire pour compenser les H +et former H2O : ici il y a 14 H+dans la demi-équation en milieu acide, donc il faut ajouter 14 HO -de chaque côté pour passer en milieu basique. On simplifie enfin les molécules d"eau

excédentaires.4Le chrome estau même nombre d"oxydation dans les deux édifices, ce n"est donc pas un couple redox. La

demi-équation s"écrit avec exactement la même méthode que pour un couple redox ... sauf qu"il ne sera pas nécessaire

d"ajouter des électrons pour équilibrer les charges. 2CrO

2-4+ 2H+= Cr2O2-7+ H2O.La demi-équation met en jeu un échange de proton, mais pas d"électron, on est donc bien en présence d"un couple

acide-base.

Exercice 3 :

Nomb resd"o xydationdu soufre

1Le soufre étant moins électronégatif que l"oxygène, raisonnons en attribuant unnode-II à chaque oxygène

présent dans l"édifice. ?Pour SO2:no(S) + 2no(O) =no(S)-4 = 0d"oùno(S) = +IV; ?Pour SO2-4:no(S) + 4no(O) =no(S)-8 =-2d"oùno(S) = +VI; ?Pour SO3:no(S) + 3no(O) =no(S)-6 = 0d"oùno(S) = +VI.

2?Pour S2O2-3:2no(S) + 3no(O) = 2no(S)-6 =-2d"oùno(S) = +II;

?Pour S4O2-6:4no(S) + 6no(O) = 4no(S)-12 =-2d"oùno(S) = 5/2??? Unnonon-entier doit vous faire

réagir ... mais vous avez beau vérifier votre calcul (si si vous l"avez fait), il semble juste.

3Thiosulfate S

2O2- 3: ?Décompte des électrons de valence : →O :1s22s22p4donc 6 électrons de valence;

→S : même famille donc 6 électrons de valence également avec possibilité d"hypervalence;

→on n"oublie pas la charge; →Total :2×6 + 3×6 + 2 = 32électrons soit 16 doublets. ?Méthode simple :SO S?O?O d"oùSO?O ?O O

Tétrathionate S

4O2-

6:immédiat par rapport au schéma de Lewis précédent.S?O

O

OOOS?O

O O

4L"écriture des schémas de Lewis montre qu"il existe des liaisonsSS, donc symétriques, pour lesquelles le

nose calcule en attribuant la moitié des électrons de la liaison à chaque atome de soufre. On en déduit que le soufre

est présentà des nombres d"oxydation différents dans ces édifices: les atomes de soufre centraux ont unno

de +IV alors que les atomes de soufre périphériques ont unnode 0. Lenocalculé à la question 2 correspond auno

moyendes atomes de soufre dans l"édifice.

Exercice 4 :

D ismutationdu dio xyded"azote

1Pour le couple NO

3(aq)/NO2(g):NO-3+ 2H++e-= NO2+ H2Oet

E

1=E◦1+ 0,059log[NO-3][H+]2p◦p

NO2.

2/10Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

Correction TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Pour le couple NO

2/NO-2:NO2+e-= NO-2et

E

2=E◦2+ 0,059logpNO2p

◦[NO-2].

2Calculons les potentiels frontière compte tenu des conventions de l"énoncé.

E

1,fr=E◦1+ 0,059log1 = 0,83VetE2,fr=E◦2+ 0,059log1 = 0,85V

On en déduit les diagrammes de prédominance :E0,83V NO 2NO -30,85VNO 2NO -2On constate alors que les domaines de prédominance de NO

2sont disjoints : il est " instable en sa propre présence »,

et se dismute donc. Cependant, les potentiels frontière sont très proches, la réaction de dismutation est donc peu

favorisée. 32NO

2+ H2O = NO-3+ 2H++ NO-2.

4La constante d"équilibre est donnée par

K ◦= 10E

◦2-E◦10,059= 2,15.Cette relation peut se redémontrer à partir de l"unicité du potentiel à l"équilibre, mais le faire à chaque

fois est fastidieux. Mieux vaut donc l"apprendre par coeur et vérifier systématiquement sa cohérence

avec les diagrammes de prédominance : ici les domaines de prédominance sont disjoints, donc la réaction

est favorisée, doncK◦>1, donc l"exposant doit être positif. C"est bien cohérent carE◦2> E◦1.Exercice 5 :Éthylotest

1Les espèces en présence sont l"éthanol et le dichromate. L"équation bilan de la transformation s"obtient à partir

des demi-équations. Cr

2O2-7+ 14H++ 6e-= 2Cr3++ 7H2O (×2)

CH

3CH2OH + H2O = CH3COOH + 4H++ 4e-(×3)2Cr

2O2-7+ 16H++ 3CH3CH2OH = 4Cr3++ 11H2O + 3CH3COOH

L"éthanol (réducteur) estoxydéet le dichromate (oxydant) estréduit.

2La transformation met en jeu un échange de6×2 = 4×3 = 12électrons. La constante d"équilibre s"écrit donc

K ◦= 10120,059(E◦

1-E◦

2)= 10228.

Il s"agit d"une transformation (quasi) totale.Cette relation peut se redémontrer à partir de l"unicité du potentiel à l"équilibre, mais le faire à chaque

fois est fastidieux. Mieux vaut donc l"apprendre par coeur ... et vérifier systématiquement la cohérence

de l"expression écrite, par exemple en traçant des diagrammes de prédominance qualitatifs. Pour tracer

de tels diagrammes (au brouillon!) on considère que le potentiel frontière est de l"ordre du potentiel

standard.E0,19V CH

3CH2OHCH

3COOH0,85VCr

2O2-7Cr

3+3/10Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr

Correction TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Comme les domaines de prédominance de l"éthanol et du dichromate sont (très) disjoints alors la

constante d"équilibre de la réaction doit être (très) supérieure à 1.3Si la concentration massique sanguine vautτs= 0,50g·L-1alors la concentration massique dans l"air expiré

vaut a=τs2100 = 2,4·10-4g·L-1.

On en déduit la concentration molaire

c a=τaM

éthanol= 5,2·10-6mol·L-1.

4Pour que tous les cristaux situés avant le trait de jauge se colorent en vert lorsque l"alcoolémie atteint sa valeur

limite, il faut que la quantité de dichromate de potassium qui s"y trouve permette d"oxyder lesn0= 5,2·10-6mol

d"éthanol présentes dans le litre d"air expiré dans l"éthylotest. Procédons à un bilan de matière de la réaction entre

l"éthanol présent dans l"air en quantitén0et le dichromate (quantité de matière initialeni) présent juste avant le

trait de jauge. On se se préoccupe pas des autres espèces.2 Cr

2O2-7+3 CH3CH2OH+etc.état initialn

in0état finaln

i-2ξfn0-3ξfPour que la limite soit correctement définie, il faut que le mélange soit stoechiométrique, c"est-à-dire

f=ni2 =n03 d"oùni=23 n0 La masse à placer avant le trait de jauge vaut donc m=23

n0MK2Cr2O7= 1,0mg.Attention à ne pas oublier que la neutralité du solide impose qu"il y ait DEUX cations K

+pour un anion Cr

2O2-7.Exercice 6 :Pile a rgent-zinc

1La f.é.m. de la pile est la différence entre les potentiels redox des deux électrodes, qui sont donnés par la loi de

Nernst. Pour le couple Ag

+/Ag, E

Ag+/Ag=E◦

Ag+/Ag+ 0,059logc= 0,76V

et pour le couple Zn

2+/Zn,

E

Zn2+/Zn=E◦

Zn2+/Zn+0,0592

logc?=-0,78V, d"où on déduit la f.é.m. de la pile (forcément positive),

fém=EAg+/Ag-EZn2+/Zn= 1,53V.Au sein du circuit électrique, les électrons migrent vers l"électrode de potentiel le plus élevé : c"est donc à cette

électrode qu"a lieu la réduction (consommation d"électrons), qui est donc la cathode. On en déduit que dans cette

pilel"électrode d"argent est la cathode alors que l"électrode de zinc est l"anode.

2Au niveau de la cathode d"argent,

Ag (aq)+e--→Ag(s), et au niveau de l"anode de zinc Zn (s)--→Zn2+ (aq)+ 2e. La réaction de fonctionnement de la pile lorsqu"elle débite est donc 2Ag (aq)+ Zn(s)--→2Ag(s)+ Zn2+ (aq).4/10Étienne Thibierge, 2 mai 2018,www.etienne-thibierge.fr Correction TD TC5 : Oxydoréduction Langevin-Wallon, PTSI 2017-2018

Attention à ne pas oublier les nombres stoëchiométriques : une réaction chimique ne peut pas produire

d"électrons, il ne doit donc pas en rester dans l"équation bilan!3Les électrons migrent par le circuit extérieur de l"électrode de zinc jusqu"à l"électrode d"argent. Connaissant les

réactions aux électrodes, on en déduit le mouvement des ions dans le pont salin : leur migration permet de garantir

l"électroneutralité des deux solutions. On en déduit le schéma figure 2.anode Zn (s)--→Zn2+ (aq)+ 2eZn 2+Zn cathode Ag (aq)+e--→Ag(s)Ag +Age cationsanions

Figure 2-Mouvement des porteurs de charge dans la pile argent-zinc.Le dessin est fait lorsque la pile débite.

4Lorsque la pile est usée, la réaction de fonctionnement a atteint son état d"équilibre. Compte tenu de la différence

entre les potentiels standard, on peut la supposer quasi-totale : en effet,

K= 1020,059(E◦

Ag+/Ag-E◦

Zn2+/Zn)= 1053.

Comme les volumes des deux compartiments sont différents, le bilan de matière doit impérativement être fait en

quantité de matière. La concentration finale, quasi nulle, en ions argent est notéeε.2Ag

++Zn=2Ag+Zn2+état initialcVexcès excèsc?V?état d"équilibreεVexcès excèsc?V?+cV2

La concentration finale en Zn

2+vaut donc

[Zn

2+]f=c?V?+cV2

V

?= 0,34mol·L-1.Comme les ions argent ne sont plus présents qu"à l"état de traces dans la demi-pile à l"argent, leur concentrationε

ne peut que se déduire de la loi d"action des masses. [Zn 2+ f]ε

2=Kd"oùε=?[Zn

2+ f]K ce qui donne numériquement [Agquotesdbs_dbs29.pdfusesText_35

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