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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Dismutation de l’eau oxygénée
1 • Déterminer la valeur du potentiel standard E°(H 2O 2 /
H 2O).
2 • Le peroxyde d’hydrogène est-il stable en solution ? Si
non, écrire l’équation de sa dismutation et calculer sa constante
d’équilibre. Commenter le résultat obtenu.
Données :
E 0 (O 2 / H 2O 2) = 0,68 V ; E 0 (O 2 /H 2O) = 1,23 V.
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Pile étain-mercure
On considère la pile schématisée par :
① Pt | Hg 2+ , Hg 2+
2 Sn4+ , Sn2+ | Pt ②
avec [Hg2+ ] 0 = 1,0 mol . L –1 ; [Hg 2+
2 ] 0 = 1,0 . 10 –2 mol . L –1 ;
[Sn4+ ] 0 = 1,0 . 10 –2 mol . L –1 ; [Sn2+ ] 0 = 1,0 mol . L –1 .
Les solutions des deux compartiments ont le même volume
V = 50,0 mL.
1 • Déterminer le potentiel initial de chacune des électrodes ;
en déduire la polarité de la pile et l’équation de sa réaction
de fonctionnement.
2 • Déterminer la composition de la pile lorsqu’elle ne débite
plus et la quantité d’électricité qui a traversé le circuit.
Données :
E 0 (Hg 2+ / Hg 2+
2 ) = 0,91 V ; E 0 (Sn 4+ / Sn 2+ ) = 0,15 V.
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Pile Daniell et complexes
On réalise une pile Daniell avec :
[Cu 2+ ] = [Zn 2+ ] = 1,0 . 10 –2 mol . L –1
1 • Déterminer la f.é.m. de cette pile ; écrire l’équation de sa
réaction de fonctionnement.
2 • Dans chaque compartiment, on ajoute sans dilution une
quantité d’ammoniac telle qu’après addition :
[NH 3] = 1,0 mol . L –1
Déterminer la f.é.m. de la pile alors réalisée ; écrire l’équation
de sa réaction de fonctionnement.
Données :
E 0 (Zn 2+ / Zn) = – 0,76 V ; E 0 (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V.
log b 4([Cu(NH 3) 4] 2+ ) = 12 ; log b 4([Zn(NH 3) 4] 2+ ) = 8,7.
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Soit la pile :
*Détermination d’une constante
de complexation
① Ag | Ag + +NO – 3+ K + + CN – Ag + +NO – 3 | Ag ②
Dans le compartiment de gauche, les concentrations apportées
sont :
[Ag + ] = 4,0 . 10 –3 mol . L –1 ; [CN – ] = 4,0 . 10 –2 mol . L –1
et dans celui de droite :
[Ag + ] = 4,0 . 10 –2 mol . L –1
La f.é.m. de cette pile vaut 1,08 V ; en déduire la constante
globale de formation du complexe [Ag(CN) 2] – .
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Potentiel d’oxydoréduction
et précipitation
Déterminer les potentiels redox standard des couples
suivants :
AgI / Ag + ; PbSO 4 / Pb ; [FeY] 2– / Fe ; [HgI 4] 2– / Hg
Données :
E 0 (Ag + / Ag(s)) = 0,80 V ; E 0 (Pb 2+ / Pb(s)) = –0,13 V ;
E 0 (Fe 2+ / Fe(s)) = – 0,44 V ; E 0 (Hg 2+ /Hg()) = 0,85 V.
pK s(AgI) = 15,3 ; pK s(PbSO 4) = 7,8 ;
log b([FeY] 2– ) = 14,2 ; log b 4([HgI 4] 2– ) = 30,3 ;
(Y 4– représente l’ion éthylènediaminetétraacétate : E.D.T.A.)
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Exercices en relation
avec les travaux pratiques
Titrage des ions fer (II)
par les ions permanganate
On réalise le titrage d’un volume V 1 = 20,0 mL d’une solution
de sulfate de fer (II) de concentration C 1 par une solution
de permanganate de potassium, K + + MnO 4 – , de concentration
C 2 = 2,0 . 10 –2 mol . L –1 . Le milieu est acidifié avec
une solution concentrée d’acide sulfurique. Le titrage est suivi
par potentiométrie en utilisant une électrode au calomel et
une électrode de platine. La force électromotrice de la pile
ainsi réalisée, soit % = E platine – E réf , est relevée après chaque
ajout de réactif titrant. Le tableau page suivante donne
% = f (V 2).
1 • Écrire l’équation de la réaction de titrage et calculer sa
constante.
2 • Tracer le graphe E platine = f(V 2) ; en déduire l’abscisse
du point équivalent E, puis la concentration C 1 de la solution
de sulfate de fer (II).
3 • Àl’aide du graphe, retrouver les valeurs de E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ )
et de E 0 (MnO 4 – / Mn 2+ );commenter les valeurs trouvées.
4 • Déterminer par le calcul la valeur théorique du potentiel
E platine à l’équivalence, on prendra pH = 0.