CHIMIE

2) a) 2 NaN 3 = 2 Na + 3 N 2
b) Dans NaN 3 , n.o.(Na) = + I , dans Na , n.o.(Na) = 0.
Dans NaN 3 , n.o.(N) = 0 et – I , dans N 2 , n.o.(N) = 0.
∆ n.o.(N) ≠ 0 (∆ n.o.(Na) ≠ 0) : réaction d’oxydoréduction
c) 2 Na + 2 H2O = 2 Na + + 2 HO – + H 2
0 +I +I 0
réaction d’oxydoréduction.
4 H3O + + ClO – 4 + 4 I – =4HIO + Cl – + 4 H2O H3AsO4 + H2C2O4 =2CO2 + HAsO2 + 2 H2O 16 H3O + + 2 Cr2O 2–
7 + 3 CH3OH =4Cr3+ 6
+ 3 HCOOH + 27 H2O 2 H 3O + + PbO 2 + H 2O 2 =O 2+ Pb 2+ + 4 H 2O
2 H 3O + +Sb 2O 5+ 2 H 2S=2S + 2 SbO + + 5 H 2O
6 H3O + + IO – 3 + 5 I – =3I 2+ 9 H 2O
27 H 3O + + 3 NO – 3 + 8 Al
=3NH 3 + 8 Al 3+ + 36 H 2O
3 F 2 + 9 H 2O = 6 F – + O 3 + 6 H 3O +
H2O + NO – 3 + S2 =NO – 2+ S + 2 OH –
6 OH – + 6 MnO – 4 + I – =6MnO 2–
4 + IO – 3 + 3 H2O H2O + ClO – + 2 Fe(OH) 2 =Cl – + 2 Fe(OH) 3
4 OH – + 5 BrO – 3 + 2 I2 =4IO – 3 + 5 BrO – + 2 H2O 10 OH – + 4 ClO – 4 + 7 C=7CO 2_
3 + 2 Cl2 + 5 H2O 3 HO – 2 + IO – 3 =3O2+ I – + 3 OH –
4 OH – + IO – 3 + 2 Cr(OH) 3 =2CrO 2–
4 + I – 7
+ 5 H2O 1) Zn2+ + 2e – =Zn(s)
HgCl2(s) + 2 e – =Hg () + 2 Cl –
O2(g) + 2 H3O + + 2e – =H2O2+ 2 H2O 2 ClO – 4 + 14 e – + 16 H3O + =Cl2(g) + 24 H2O CO2(g) + 6 e – + 6 H3O=CH3OH + 7 H2O [PtCl4] 2– + 2e – =Pt(s) + 4 Cl –
[Co(NH3) 6] 2+ + 2e – 8
=Co(s) + 6 NH3 2) E = E 0 (Zn 2+ /Zn) + 0,03 log [Zn 2+ ]
E = E 0 (HgCl 2/Hg ()) – 0,06 log [Cl – ]
E = E 0 (O2(g)/Hg2O2) + 0,03 log
E = E 0 (ClO – 4Cl2(g)) + log
E = E 0 (CO2(g)/CH3OH) + 0,01 log
E = E 0 ([PtCl4] 2– /Pt) + 0,03 log
E = E 0 ([Co(NH3)6] 2+ /Co) + 0,03 log
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a) E(Ag + /Ag) = 0,74 V ;
b) E(Fe 2+ /Fe) = – 0,50 V ;
c) E(Fe3+ /Fe2+ ) = 0,81 V ;
d) E(Cr2O 2–
7 /Cr3+ ) = 1,04 V ;
e) E(Cl2(g)/Cl – ) = 1,45 V.
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1) a) 2 H 3O + + H 3 AsO 4 + 2 I –
=HAsO 2 + I 2 (s) + 4 H 2O
b) 14 H 3O + + Cr 2O 2–
7 + 6 Br –
=2Cr 3+ + 3 Br 2 () + 21 H 2O
c) 2 Cr3+ + 3 Cl2 + 21 H2O =Cr2O 2–
7 + 6 Cl – + 14 H3O +
d) Zn + I2 (s) =Zn2+ + 2 I –
2) Cf. cours § 4.2. : K 0 =
a) « n 1n 2 » = 2 ; K 0 = 4,6 ;
b) « n 1n 2 » = 6 ; K 0 = 1,0 . 10 24 ;
c) « n 1n 2 » = 6 ; K 0 = 1,0 . 10 3 ;
d) « n 1n 2 » = 2 ; K 0 = 2,1 . 10 43 .
1. 1,80 Ce4+ Ce3+ 11
Co 3+ ⏐ Co 2+ 1,74 E(V)
Ce 3+ +Co 3+ =Ce 4+ +Co 2+
K 0 = 10
2) a) Concentrations apportées :
[Ce 3+ ] = 0,100 mol . L –1 ;[Co 3+ ] = 0,200 mol . L –1 .
Àl’équilibre : [Ce 4+ ] = [Co 2+ ] = 0,092 mol . L –1 ;
[Ce 3+ ] = 7,9 . 10 –3 mol . L –1 ; [Co 3+ ] = 0,108 mol . L –1 ;
E(Co 3+ / Co 2+ ) = E(Ce 4+ / Ce 3+ ) = 1,80 V.
12
13
1) Pas de dismutation de Sn 2+ .
2) Sn 4+ + Sn _ 2 Sn 2+ K 0 = 4,6 . 10 9
Réaction quantitative :
[Sn 2+ ] = 0,20 mol . L –1 ; et
[Sn 4+ ] = [Sn 2+ ] 2 /K 0
= 8,7 . 10 –12 mol . L –1
1) Cd 2+ + Fe = Cd + Fe 2+ K 0 = 21,5
2) K 0 = ; d’où x = [Fe 2+ ] = 9,6 . 10 –3 mol . L –1
et [Cd 2+ ] = 4,0 . 10 –4 mol . L –1 .
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1) Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ K 0 = 4,6 . 10 36
2) n o(Cu 2+ ) = 1,25 . 10 –2 mol.
a) no(Zn) = 1,53 . 10 –2 mol ⇒ Zn est en excès d’où :
[Zn 2+ ] = 0,25 mol . L –1 ;
[Cu 2+ ] = [Zn 2+ ]/K 0 = 5,4 . 10 –38 mol . L –1 soit :
[Cu 2+ ] ≈ 0 mol . L –1 .
b) no(Zn) = 7,6 . 10 –3 mol : Zn est en défaut, l’équilibre
n’est pas atteint mais tout le Zn est consommé.
[Zn 2+ ] ≈ 0,15 mol . L –1 ; [Cu 2+ ] ≈ 0,10 mol . L –1 .
15
1) E 0 (BrO – 3/Br – )
2) E 0 (NO – 3//HNO2)
= = 1,45 V.
= = 0,95 V.
1) E1 ≈ 0,76 V , E2 ≈ – 0,78 V.
➀ pole ; 2 pole ; 2 Ag + +Znc 2 Ag + Zn2+ 16
K 0 = 1,0 . 10 52 .
2) [Zn 2+ ] = 0,39 mol . L –1 ;
[Ag + ] = ([Zn 2+ /K 0 ) 1/2 = 6,2 . 10 –27 mol . L –1 ; donc
[Ag + ] ≈ 0 mol . L –1 .
17
1) E 0 (In 3+ /In) =
= – 0,34 V
Corrigés
2) 3 In + c In 3+ + 2 In K 0 = 1,0 . 10 10 .
18 1) a) n.o.(Fe) = + II dans FeO et + III dans Fe2O3 b) On trouve 8 /3 ce qui n’a pas de sens : les trois atomes
de fer ne sont pas équivalents : deux atomes sont à + III et
un + II (Fe3O4 = Fe2O3 + FeO).
2– 2–
2) a) n.o.(S) = + VI dans SO 4 et + IV dans SO 3
b) n.o.(S) = + II dans S 2– 2–
2O 3 et n.o.(S) = + VII dans S2O 8 .
c) Àl’aide des formules de Lewis :
Dans l’ion thiosulfate S 2–
2O 3 ,les deux atomes de soufre
ne sont pas équivalents alors que dans l’ion peroxodisu-
2–
fate S2O 8 ce sont les atomes d’oxygène qui ne le sont pas :
n.o.(S) = 0 et + IV dans S 2– 2–
2O 3 et n.o(S) = + VI dans S2O 8
, mais le n.o.(O) = – II pour les six atomes d’oxygène terminaux
et n.o.(O) = – I pour les deux atomes centraux.
3) a) n.o.(S) = 10 / 4 dans S 4O 6 2– ce qui n’a pas de sens,
les quatre atomes de soufre ne sont pas équivalents :
Les deux atomes centraux ont un n.o. = 0, les deux autres
à + V.
1) E0 (MnO – 4/Mn2+ 19
)
=
2) 2 MnO – 4 + 3 Mn 2+ + 6 H 2O c 5 MnO 2 + 4 H 3O +
K = 1,0 . 10 47 ; [MnO – 4] = 1,67 . 10 –2 mol . L –1 et
[Mn 2+ ] = 3,3 . 10 –15 mol . L –1 ;
m(MnO 2) = n o(Mn 2+ ) . M(MnO 2) = 0,145 g.
20
1) E 0 (H 2O 2/H 2O)
= =1,78 V.
2) 2 H2O2 d 2 H2O + O2
K = 4,6 . 10 36 : réaction totale, mais très lente (catalysée
par Pt, Fe 2+ , Fe 3+ , catalase).
1) ➀ 2 Hg2+ + 2 e – = Hg 2+
2 E1 = 0,97 V
➁ Sn4+ + 2 e – = Sn2+ E2 = 0,09 V
➀ pôle ; ➁ pôle : 2 Hg2+ + Sn2+ _ Sn4+ + Hg 2+
2
K0 = 2,2 . 1025 21
2) [Sn 4+ ] = [Hg 2+
2 ] = 0,51 mol . L –1 ;
[Sn 2+ ] = 0,50 mol . L –1 ; [Hg 2+ ] = 1,5 . 10 –13 mol . L –1 .
n (e – ) = 2 . ∆n (Sn 4+ ) ; Q = n (e – ) . F = 4,8 . 10 3 C .
22 1)
O
O S S S S O
O
% = E 0 (Cu 2+ /Cu) – E 0 (Zn 2+ /Zn) + 0,03 log
d’où % = 1,10 V .
2) Les deux ions M 2+ sont totalement complexés en
[M(NH3)4] 2+ ; alors [M 2+ ] = ; donc
%' = E 0 (Cu 2+ /Cu) – E 0 (Zn 2+ /Zn) + 0,03 log
O
O
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