CHIMIE

© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
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Exercices
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ClO – 4 + C(s) = CO 2–
3 + Cl 2(g)
HO – 2 + IO – 3 = O 2(g) + I –
IO – 3 + Cr(OH) 3(s) = CrO 2–
4 + I –
Relation de Nernst
1 • Écrire les demi-équations électroniques pour les couples
suivants en solution aqueuse :
Zn 2+ /Zn(s) ; HgCl 2(s) / Hg() ; O 2(g) / H 2O 2 ; ClO – 4 / Cl 2(g) ;
CO 2(g) / CH 3OH ; [PtCl 4] 2– / Pt(s) ; [Co(NH 3) 6] 2+ / Co(s).
2 • En déduire les relations de Nernst correspondantes.
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Potentiel d’électrode
Déterminer le potentiel que prend, par rapport à une électrode
standard à hydrogène, une électrode :
a. d’argent dans une solution de nitrate d’argent à
0,10 mol . L –1 ;
b. de fer dans une solution de sulfate de fer (II) à
0,010 mol . L –1 ;
c. de platine dans une solution contenant du sulfate de fer (II)
à 0,10 mol . L –1 et du chlorure de fer (III) à 0,50 mol . L –1 ;
d. de platine dans une solution contenant du dichromate de
potassium à 1,0 . 10 –2 mol . L –1 et du sulfate de chrome (III)
à 0,20 mol . L –1 , la solution ayant un pH égal à 2,0 ;
e. de platine platiné dans une solution d’acide chlorhydrique
à 0,020 mol . L –1 dans laquelle barbote du dichlore sous une
pression de 0,50 bar.
Données :
E 0 (Ag + / Ag) = 0,80 V ; E 0 (Fe 2+ / Fe) = –0,44 V ;
E 0(Fe 3+ / Fe 2+ ) = 0,77 V ; E 0(Cr 2O 2–
7 / Cr 3+ ) = 1,33 V ;
E 0(Cl 2(g) / Cl – ) = 1,36 V.
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Constantes d’équilibres
1 • Équilibrer en milieu acide les équations suivantes :
a. H 3AsO 4 +I – = HAsO 2 + I 2(s)
b. Cr 2O 2–
7 + Br – = Cr 3+ + Br 2()
c. Cr 3+ + Cl 2 (g) = Cr 2O 2–
7 + Cl –
d. Zn(s) + I 2(s) = Zn 2+ +I –
2•Déterminer leurs constantes d’équilibre.
Données :
E 0 (Cl 2(g) /Cl – ) = 1,36 V ; E 0 (Cr 2O 2–
7 / Cr3+ ) = 1,33 V ;
E 0 (Br 2() / Br – ) = 1,09 V ; E 0 (I 2(s) / I – ) = 0,54 V ;
E 0 (Zn 2+ /Zn) = – 0,76 V ; E 0 (H 3AsO 4 / HAsO 2) = 0,56 V .
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Domaines de prédominance
1 • Tracer le diagramme de prédominance des espèces des
couples Co 3+ / Co 2+ et Ce 4+ / Ce 3+ .
En déduire l’équation de la réaction entre ces deux couples
dont la constante thermodynamique est supérieure à 1. Calculer
la valeur de cette constante.
2 • On mélange un volume V 1 = 25,0 mL de solution de
sulfate de cérium (III) à C 1 = 0,200 mol . L –1 et un volume
V 2 = 25,0 mL de solution de sulfate de cobalt (III) à
C 2 = 0,400 mol . L –1 .
a. Déterminer la composition finale de la solution.
b. En déduire le potentiel final de chacun des couples.
Données :
E 0 (Co 3+ /Co 2+ ) = 1,80 V; E 0 (Ce 4+ /Ce 3+ ) = 1,74 V.
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L’étain et ses ions
On agite de l’étain métal en excès dans une solution de chlorure
d’étain (IV) à 0,10 mol . L –1 .
1 • Décrire les phénomènes observés. SOS
2 • Déterminer la composition finale de la solution et le potentiel
des couples redox en équilibre.
Données :
E 0 (Sn 2+ / Sn) = – 0,14 V ; E 0 (Sn 4+ /Sn 2+ ) = 0,15 V.
SOS : Àl’aide des valeurs de E 0 proposées, prévoir la réaction
spontanée possible.
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Réaction d’oxydoréduction
À une solution de chlorure de cadmium à 1,0 . 10 –2 mol . L –1 ,
on ajoute du fer en poudre en excès.
1 • Écrire l’équation de la réaction qui se produit. Déterminer
sa constante d’équilibre.
2 • Déterminer la composition de la solution à l’équilibre et
le potentiel des couples redox en équilibre.
Données :
E 0 (Fe 2+ /Fe) = –0,44 V ; E 0 (Cd 2+ / Cd) = – 0,40 V.
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Oxydation du zinc
Dans 50,0 mL de solution de sulfate de cuivre à 0,25 mol . L –1 ,
on agite une masse m de zinc.
1 • Décrire les phénomènes observés.